CHI

Le chlorazol a été peu étudié au point de vue physiologique et cependant il est intéressant en raison même de son origine albuminoïde.

chEiOre:. — ciiiinie. — Chlorc (de yXw^c;, vertjaune) Cl'.

Densité rapportée à l'air = 2,-ii.

Densité rapportée à l'hydrogène = 35,5 = poids atomique = 1 volume.

Poids de la molécule 11 = "2 volumes = (Cl Cl).

Historique. État naturel. — Découvert par Scheecle, en 177i, et nonmié acide marin déphlogistiqué; Berthollet, Kirwan et Lavoisier le nommèrent acide muviatique oxygéné ou oxii-mnriatiquc. En 1809, Gay- Lussac et Thénard démontrèrent qu'il ne contenait pas d'oxygène et qu'il devait être regardé comme iin corps impie. H. Davy appuya cette opinion par des expériences et appela ce corps simple chlorine, nom qu'.4mpère a changé en chlore.

L'énergie des affinités du chlore, pour la plupart des corps, explique pourquoi on Jie le trouve jamais à l'état isolé dans la nature; on l'y rencontre en grande abondance, combiné dans une foule de matières et particulièrement dans le sel commun, chlorure de sodium ; il se dégage aussi avec les vapeurs volcaniques à l'état de chlorure d'hydrogène (acide ciiloriiydrique)et de chlorure d'ammonium (sel ammoniac).

Préparation. — On obtient ordinairement le chlore par deux procédés généraux, soit avec l'acide clilorhydrique (clilorure d'hydrogène), soitdu chlorure de sodium.

Premier procédé. — C'est le plus employé et il consiste, d'une manière générale, à faire agir sur l'acide chlorhydrique, un composé oxygéné, pouvant abandonne)' de l'oxygène qui s'empare de l'hydrogène de l'acide, en formant de l'eau et mettant ainsi le chlore en liberté, on a recours à des péroxydes ou à des anhydrides, tels que bioxyde de manganèse, bioxyde de plomb (acide plombique), acide chromique, etc. Dans la pratique c'est le bioxyde de manganèse dont on se sert, comme plus économique.

La réaction génératrice du chlore est représentée par la formule :

'iCl'H + Mii"0"2= Cl-Mii" + -iW-O + -2C1.

On voit que dans ce cas la moitié du chlore de l'acide employé, reste en combinaison avec le manganèse.

On peut obtenir tout le chlore, en employant un mélange d'équivalents égaux d'acides chlorhydrique et sulfurique. On a l'équation suivante :

■2C1'H Mn"02 + SO'H^ = SO'iVIn" + 'Iti'-O + 2C1.

Si ie bioxyde de manganèse était pur, une molécule = 87 grammes donnerait assez d'oxygène pour mettre en liberté 22''', 50 de chlore, mais la quantité obtenue est toujours inférieure; néanmoins cette donnée est utile à l'opérateur qui veut produire un certain nombre de litres de chlore.

Dans les laboratoires on prend 6 parties d'acide pour une partie de bioxyde de manganèse; cet oxyde est introduit dans un ballon fermé par un bouchon à deux trous et portant un tube en S et un tube recourbé à angle droit pour le dégagement du gaz. L'acide est versé pa r le tube en S et la réaction commence à froid, mais il faut chautfer avec ménagement et le gaz chlore se dégage alors abondamment.

Pour le purifier, on le dirige dans un flacon laveur où il abandonne les vapeurs d'acide chlorhydrique entraînées. S'il s'agit de l'obtenir sec pour des expériences, on fait passer le gaz dans des tubes desséchants h chlorure de calcium fondu et on le reçoit dans des flacons ])ien secs; il faut que le tube de dégagement plonge au fond des vases remplis d'air sec qui, plus léger, est chassé par le chlore. On voit bientôt le flacon se remplir de chlore, reconnaissable à sa couleur.

On ne peut recueillir le chlore sur le mercure qui s'y combine dii'ectement à froid.

Si l'on n'a pas besoin de gaz absolument sec, on peut le recevoir dans des éprouvettes sur une cuve à eau ciuxrgée d'une solution saturée de sel marin, le cidore y est presque insoluble.

Pour obtenir au contraire la solution de chlore dans l'eau, on dispose un appareil, dit de Woolf, composé de trois flacons reliés entre eux par des tubes communiquants et portant des tubes de sûreté; le premier sert à laver le gaz, les deux autres à l'absorber,

2' Procédé. — Ici au lieu d'acide chlorhydrique (chlorure d'hydrogène) on prend du chlorure de sodium séché par fusion et en poudre 1 p. 1/2 pour 1 p. de bioxyde de manganèse en poudre, qu'on mélange intimement. D'autre part on prend 2 parties d'acide sulfurique étendu de parties égales d'eau.

L'opération se fait comme dans la première métiiode, dans les mêmes appareils et avec les mêmes soins, mais il n'y a pas besoin de chauffer.

La réaction se représente par l'équalion :

-2ClNa + MiiO^^ + 2S0Mr- = SO'Na- + SO'Mri" + 2H''0 + -2C1.

Le mélange de péroxyde de manganèse et de sel marin décrépité est connu depuis très longtemps sous le nom de poudre fumale de Guyton de Morveau, et employé dans les hôpitaux et à l)ord des navires pour produire des fumigations de chlore; cette poudre, qui doit être conservée à l'abri de l'iiumidité, est commode en ce qu'elle dégage du chlore à froid sous l'action de l'acide sulfurique étendu de partie égale d'eau.

L'oxyde de manganèse impur contient des quantités variables de carbonate calcique, et le gaz chlore est mêlé d'acide carbonique. Dans certains cas on a besoin, dans les laboratoires de chimie, de chlore pur; pour le préparer, on prend du péroxyde de manganèse lavé avec de l'acide chlorhydrique étendu d'eau jusqu'à cessation d'eflervcscence, et on se sert pour la préparation du chlore d'acide chlorhydrique pur; mais, même alors le chlore desséché se trouve mêlé à de l'air. Pour l'avoir tout là fait pur, il faut le recevoir dans des flacons ofi on a préalablement produit le vide sec.

En raison de la nature de cet ouvrage, nous ne décrirons pas la préparation industrielle du chlore. L'opération faite en grand ne diff'ère d'ailleurs de celle que nous venons de décrire que par la disposition des appareils, qui varient eux-mêmes selon l'importance de la production et le but à atteindre, qui est le plus souvent la préparation des chlorures décolorants (voir plus loin, Hypochlorites).

Propriétés PHvsujUES et ciiniiQUES du chlore. — Le chlore est un gaz jaune verdàtre ; son odeur est forte et suffocante; sa saveur est acre et astringente. Le poids d'un litre de gaz sec à 0° et à 0,76 est de 3 gr. 17.

Ce gaz est coercible à U" sous une pression de G atmosphères, et à 12»', sous la pression de 8 1/2 atmos-

rjiLO

phères; il constitue un liquido jauno, olénoinoux, assez mol)ile, densité 1,33.

Le calorique est sans action sur le clilore sec; niais, s'il est humide, il réagit sur l'eau, s'empare de l'hydrogène et dégage de l'oxygène. La lumière agit comme le calorique, de même pour l'électricité ; mais si on soumet une dissolution de chlore à l'action d'un courant voltaïqnc, le chlore se rend au pôle positif avec l'oxygène de l'eau décomposée.

L'eau dissout le chlore, cette dissolution s'appelle hydrochlore ou eau chlorée; on n'est pas parfaitement d'accord sur la mesure de la solubilité du chlore, mais on peut admettre que le maximum' a lieu entre 8° et 10°, et qu'un volume d'eau pure et privée d'air en absorbe environ 3 volumes.

Lorsqu'on fait arriver du chlore gazeux dans de l'eau refroidie à 0", on voit se solidifier une matière jaune verdâtre, nacrée et butyreusc, qui Unit par constituer des cristaux lamelleux en octaèdres allongés, à base rhomboïdale. C'est l'hydrate de chlore; il est formé de 28 de chlore et 72 d'eau, ce qui correspond à peu près à la formule Cl, 4H'-0. Cet hydrate se détruit au-dessus de + 4,5.

Le chlore est sans action sur l'oxygène (l'identité du rôle clinique et de leur nature électrique établit une sorte de répulsion); ils ne peuvent se combiner qu'à l'état naissant, et les composés qu'ils forment ont peu de stabilité.

Ce gaz se combine aussi difficilement à l'azote et toujours par action indirecte, enfermant des combinaisons instables.

Le chlore ne se combine au carbone qu'indirectement.

Avec le soufre et le phosphore surtout, l'action est souvent très vive, il y a chaleur et lumière.

C'est avec l'hydrogène et les métaux que le chlore montre les affinités les plus énergiques. Avec l'hydrogène, la tendance à la combinaison est si grande qu'elle se fait sous les plus faibles influences : un rayon de lumière, le calorique, l'électricité, un corps poreux (mousse de platine, lame d'or) suffit pour délerminer l'union des deux corps, il se forme du chlorure d'hydrogène (acide chlorhydrique).

La puissante affinité du chlore pour l'hydrogène se manifeste surtout avec les composés organiques hydrocarbonés, qu'il transforme en corps nouveaux par substitution partielle ou totale eà l'hydrogène (Uumas, Laurent, Regnault, etc.).

Avec les métaux, le chlore montre une énergie qui surpasse souvent celle de l'oxygène, puisqu'il se combine à des métaux inoxydables directement, l'or, le platine. Il s'unit à froid à presque tous les métaux, et avec production de chaleur et de lumière.

Les oxydes métalliques sont presque tous attaqués à chaud par le chlore, il se forme des chlorures et l'oxygène est mis en liberté.

Quelques oxydes, particulièrement ceux qu'on nomme oxydes alcalins, sont attaqués à froid, et dans ce cas l'oxygène naissant s'unit au chlore pour former l'acide hypochloreux ou un hypochlorite.

2C|5 + Hg"0 = Hg"C12 + Cl^O

Aiilivclre hypochloreux.

Cl^ + 2KH0 = KCl + CIKO + H=0.

llvpochloritc.

Le chlore est un agent puissant d'oxydation; il fait

passer les corps oxydés à un degré supérieur d'oxydation; l(;s oxydes, les acides, les sels au minimum d'oxygène passent au maximum.

C'est àson affinité pour l'hydrogène que le chlore doit son action sur les substances qui comptent ce principe au nombre dé leurs éléments, tels que les gaz hydrogénés, les essences, les matières empyreumatiques, les matières colorantes, et en général toutes les matières organiques.

Dans toutes ces réactions qui ont lieu généralement à la température ordinaire, le chlore forme de l'acide Cl H avec tout ou partie île leur hydrogène; c'est ainsi qu'il agit sur le gaz ammoniac, sur l'hydrogène carboné, le gaz sulfhydrique, l'acide cyaiiiiydL-i(]ue, les iiydrogènes arsénié, phosplioré, etc.

C'est pourquoi le chlore fait cesser l'odeur fétide dos matières en putréfaction, non seulement il détruit les gaz composés, mais il agit aussi sur les particules miasmatiques, les microbes, entraînés par les gaz.

C'est encore de cette façon qu'il agit sur les matières c dorantes, propriété interprétée théoriquement de différentes manières.

Selon les uns, la décoloration est due à une action oxydante secondaire résultant de la décomposition de l'eau par le chlore qui, s'emparant de l'hydrogène, met l'oxygène en liberté et à l'état naissant.

Cette théorie s'appuie sur le peu d'action du chlore sec, sur des matières également desséchées et sur l'action décolorante de l'oxygène condensé, comme dans l'ozone et l'eau oxygénée.

D'autres attribuent exclusivement àl'affinilé du chlore pour l'hydrogène , la décoloration et la désinfection, ce qui est absolument vrai pour les corps hydrog(''nés, qui ne contiennent pas d'oxygène au iiomiii'e do leurs éléments.

Dans la plupart des cas, l'action est double, le chlore agit comme oxydant et comme déshydrogénanl . Les hypochlorites que l'on substitue au clilore, agissent ainsi.

SIGN.4LEMENT CHIMIQUE DU CllLOUE. — Eu dehors dc Sa

couleur et de son odeur, il consiste dans la propriété d'entretenir fort peu la comliustion. Lue liougie allumée qu'on plonge dans une éprouvette de ce gaz, voit sa llamme rougir d'abord, s'afl'aiblir peu à peu et s'éteindre. La décoloration de l'indigo et du tournesol. La décomposition de l'azotate d'argent dissons, qui donne un jirécipité blanc caillebotté de chlorure d'argent, insoluble dans l'eau et dans l'acide azotique, solublc dans l'ammoniaque.

CoN.sniiVATiOiN. — Puisque la lumière a une action si prononcée sur le chlore humide, et qu'elle communique au chlore gazeux sec, des })ropriétés suractives (jui en font une vai'iété allotropique, il faut donc conserver le chlore ou sa solution aqueuse dans des llacons en verre noir ou recouverts de papier noir.

li.^^AC.ES. — Dans les laboratoires, le chlore sert d'agent d'oxydation, et pour détruire les matières organiques en toxicologie ; pour la préparation des chlorures, des hypochlorites, des chlorates.

Dans les arts, son importance est très grande par l'immense consommation qu'on en fait comme principe décolorant. On lui substitue souvent les hypochlorites plus maniables (voir plus loin). Le chlore s'emploie aussi en grande masse pour désinfecter les matières en putréfaction, pour purifier l'air des hôpitaux, casernes, prisons, lazarets, magnaneries, la cale des vaisseaux —

CHLO

CHLO

pour détruire les miasiiios et les principes contagieux dont les matières commerciales et les vêtements peuvent être imprégnée.

Action sur les èti-cs vivaati^. - (Voir l'iiysiologie Ot Toxicologie.)

Usage en médecine. — (Voir Thérapeutique.)

uypocioritcs (clilorures décolorants).

Pour obtenir ces sels, il faut saturer une solution d'acide liypocliloreux par un hydrate métallique; mais on n'emploie pas ces sels purs, et on donne le nom d'hypochlorites à des produits complexes, qui résultent de l'action du chlore sur certains hydrates ou oxydes hydratés, qui sont préparés en grand dans l'industrie, en raisondc leur importance comme décolorants et désinfectants.

Phépaiution du chlorure de chaux. {Hi/pochlorilc calciquc). — Pour l'obtenir, il s'agit de mettre en présence du chlore et de la chaux hydratée dans les meilleures conditions pour que la coiTibinaison du chlore se fasse facilement et avec le moins d'élévation de tcml)érature.

Inutile de revenir sur la préparation du chlore ; le choix de la chaux et son hydratation ont une certaine importance; il faut employer de la chaux aussi pure que possible, exempte de fer, de manganèse et de magnésie, cette dernière base rendrait le produit très hygrométrique, les deux autres le coloreraient. L'hydratation doit se faire exactement sur toute la masse, la chaux vive n'absorbant pas le chlore; à cet effet, on étale la chaux vive en couches minces et on y lance de l'eau en pluie, jusqu'à ce que la masse pierreuse soit devenue complètement pulvérulente ; la poudi'e est ensuite tamisée et placée dans des chambres rectangulaires, dont les parois sont formées de matières inaltérables par le chlore (telles que la pierre siliceuse recouverte d'enduit à l'asphalte ou cuite dans le goudron). Le chlore arrive par la partie supérieure, l'air, et l'excès de chlore sortent par un tube de sûreté.

Le chlorure de chaux (hypochlorite imjiur) ainsi obtenu est sous la forme d'une poudre d'unl)lanc grisâtre, exhalant l'odeur du chlore ; bien préparé, il renferme au moins 100 litres de chlore par kilogramme; on l'enferme dans des tonneaux garnis de papier fort et plâtrés dans leurs fonds.

Le chlorure de chaux est le seulqu'on prépare à l'état solide; on le prépare aussi en dissolution ainsi que les chlorures de potasse (eau de javelle) et de soude (liqueur de l.abarraque), par le même procédé et dans le même appareil. On fait passer jusqu'à saturation un courant do chlore dans des dissolutions peu concentrées d'hydrate de potassium, d'hydi'ate de sodium ou de leur carbonate, ou dans un lait de chaux (chauxhydralée délayée dans de l'eau).

Ij'opération se pratique dans une chambre rectangulaire en pierres imperméables reliées par un ciment inattaquable. Pour la solution d'hypochlorite calcique, on met un lait de chaux (1 p. de chaux, £0 p. d'eau), qui occupe la moitié de la cuve; un tuyau amène le gaz à la surface duliquide qu'il est nécessaire de mettre en mouvement par un agitateur, alîn que l'hydrate calcique soit en contact incessant avec le chlore; un tuyau partant du fond sort à la partie supérieure et se termine en entonnoir, il permet de suivre à l'aréomètre la marche de l'opération; lorsque le liquide marque 10° Baumé, on le fait çouler dans de grandes cuves en pierres où il dépose l'excès de chaux, s'éclaircit et peut éire soutiré

dans des bonbonnes destinées à le contenir et à le conserver.

Pour l'eau de javelle (hypochlorite potassi(jue), on sature de chlore une dissolution de 7 }>arlies de carbonale potassique dans 100 parties d'eau.

Pour la liqueur de Labarraque, on dissout 20 parties de carbonate sodiqne cristallisé dans 100 parties d'eau.

Ces opérations se font aussi dans les laboratoires, surtout la li([ueur de l-abarraquo, hypochlorite sodi(|ue ou chlorure de soude; elle s'obtient pour l'usage de la médecine d'après la formule du Codex, en prenant :

Chlorure do clunux soc 100 parlics.

Carijonatc de soiido cristallisé ^00 —

Eau tSOO —

On délaye le chlorure de chaux dans les deux tiers de l'eau et le carbonate dans l'autre tiers, puis on fait le mélange. Par une double substitution, du carbonate de chaux se précipite et la liqueur surnageante contient lo chlorure de soude en dissolution, il suffit de filtrer pour séparer le dépôt calcaire.

Cl-O^Ca" + CO^\a= = âClO.Na + CO^Ca" Hypocldoi'ito Carbonate Hypoclilorite Carlioiialo

de cliau.v. de soude. ds soude. de cliau.\.

Toutes les solutions d'hypochlorite sont limpides, incolores et exhalent une odeur forte, analogue à celle du chlore, ou de l'acide hypochloreux étendu d'eau.

CARACTiiRES DES HYPOCHLORiTES. Ils offrent tous les caractères du chlore et une partie de ceux des chlorures ; ils ont l'odeur du chlore et comme lui ce sont des oxydants très énergiques.

Sous l'influence d'une température variant de iO" à U0°, le chlorure de chaux sec se transforme en chlorate et eu c'.ilorure.

SCl^D'Ca" = (ClO')-'Ca" + 2CPCa' lly|ioolilorite. Chlorate. Clilorurc.

En dissolution, l'hypochlorite calcique et ses homologues sont beaucoup moins altérables par la chaleur, ce n'est qu'àl'èbuUition que cette transformation a lieu.

Lu liiviière divcctG du soleil produit le même elfet que la chaleur, (juoique plus lentement.

Les acides, même les plus faibles décomposent les chlorures désinfectants; l'acide carbonique de l'air suffit pour chasser l'acide liyiiochloreux et former un carbonate de la base.

Cl'O^Ca" + CO- = CO'Ca" + âClOH Acide hypochloreux.

L'acide chlorhydrique fournit toujours un dégagement de chlore, ce qui s'explique par l'action secondaire oxydante qu'exerce l'acide hypochloreux sur cet acide.

CIH + ClOH = H-0 + m.

Avec l'acide sulfurique il se dégage également du chlore, car agissant à la fois sur l'hypochlorite et sur le chlorure, il produit de l'acide chlorhydrique et de l'acide hypochloreux, qui réagissant l'un sur l'autre reproduisent le i)hénomène traduit par l'équation précédente.

Le sulfate de manganèse produit à chaud dans les solutions d'hypuchlorites, un précipité noir d'oxyde.

CHLO

CHl.O

L'azotate d'argent dissous est précipité, parce que riiypochlorile d'argent instable se décompose eu chlorure et chlorate.

( Ag I °) = 2 (Cl Ag) + Cl 0« A-.

Hj'pociilorile. Chlorure. Cliloralc.

L'azotate de plomb donne un précipité d'abord blanc qui devient peu à peu rouge orangé, puis brun.

La dissolution de permanganate alcalin n'est pas décolorée. Celles d'indigo et de tournesol le sont rapidement; mais, si on ajoute avec l'indigo de l'acide arsénieux dissous dans l'acide chlorhydrique, cette matière colorante n'estaltérée que lorsque tout l'acide arsénieux a passé à l'état d'acide arsénique: nous allons voir le parti que G. Lussac a tiré de celte réaction pour le dosage du chlore libre ou à l'état d'acide hypochloreux. (Voir Chlorométrie.)

Composition des chlorures décolorants et désinfectants. — L'action du chlore sui'les hydrates alcalins donne lieu à la formation d'un hypochlorite, d'un chlorure et d'eau 2C1 + 2K0H=C1K + C101v + H^0 par conséquent les produits obtenus sont essentiellement formés d'hypochlorite et de chlorure de même base, mais il y a toujours en mélange un excès d'alcali et d'eau ; si la température s'est élevée dans l'opération, il y a en outre un peu de chlorate.

D'après Kolb, Riche et Scheurcr-Kestner, le chlorure de chaux contiendrait pour 100:

Chlore actif liS.OS

Chlore inactif 0.05

Cliaiix -15.00

Eau M. 07

Perte et chlorate 0.08

Altération spontanée et conservation. — Nous

avons vu avec quelle facilité se décomposent les hypochlo rites : chaleur, lumière, vapeurs acides, les altèrent; il faut donc les conserver dans des vases bien fermés et à l'abri de l'air et de la lumière, dans des lieux frais si c'est possible.

Usages. — On ptmt dire qu'ils sont les mêmes que ceux du chlore; mais leur emploi est préférable en ce que l'odeur est moins vive et moins désagréable; l'action est moins brusque et peut être graduée à volonté; l'application en est simple et plus commode qu'avec la dissolution de chlore.

Les hypochlorites réagissent sur les matières organiques comme le chlore, en leur enlevant de l'hydrogène et faisant prédominer l'oxygène, mais s'ils sont employés en excès, par exemple dans le blanchiment comme avec le chlore lui-même, il peut se produire des combinaisons, ou il peut en rester adhérent aux matières organiques. On explique ainsi comment les étoffes ou les fibres textiles blanchies au chlore (ou hypochlorites), présentent moins de résistance et moins de durée. La marine a proscrit absolument le blanchiment au chlore des toiles destinées à confectionner les voiles des vaisseaux, etc.

Les usages sont très variés et très importants ; comme le chlore, les hypochlorites sont employés à la désinfection et sous ce rapport ils intéressent l'hygiène et la médecine (voir Thérapeulique).

On emploie la liqueur de Labarraque (hypochlorite de soude) ; l'eau de Javelle (hypochlorite de potasse) et la poudre de ïennant (hypochlorite de chaux).

I Mais c'est ce dernier (jui a reçu les a])plicatious les plus importantes ; sa consommation est énorme. Dans les arts, c'est comme décolorant et oxydant; dans les industries insalubres, c'est comme désinfeclanl.

Lorsqu'on désire un dégagement faible et lent de chlore, il suffit d'étendre du chlorure de chaux pulvérulent sur des assiettes, en couche mince, au contact de l'air dont l'acide carbonique suflit à cette production. Mais, si on désire un dégagement plus fort et j)lus rapide, on ajoute sur le chlorure un acide ([uelconque étendu d'eau. (L'acide chlorhydrique ou l'acide sulfurique.)

Si le plancher ou les murailles se trouvent souillés par des matières infectes, animales ou autres en putréfaction, on peut pratiquer des lavages avec une dissolution de chlorure de chaux ; mais pour les murailles, une méthode excellente consiste à les badigeonner avec un lait de chaux épaissi par du chlorure de chaux, de manière à lui donner la consistance d'une peinture; cette méthode serait très bonne aussi pour désinfecter la cale des navires.

Chioi'oiiicti-ic. — Les hypochlorites varient relativement à la quantité de chlore qu'ils représentent, et par conséquent à l'effet qu'ils peuvent produire comme décolorants, désinfectants ou oxydants. Il est de première importance de s'assurer de leur force et de leur valeur, en les considérant comme du chlore à l'état de condensation.

On donne le nom de chlorométrie aux procédés de dosage du chlore ; la première méthode de dosage exacte est due à Gay-Lussac ; elle est fondée sur l'action oxydante du chlore ou autrement sur la propriété réductrice de l'acide arsénieux. Cet anhydride, en dissolution dans l'acide chlorhydrique étendu, se transforme sons l'ii;lluence du chlore et de l'eau en acide arsénique :

As-O^ + iOW- + 4 Cl = .WO'- + ICI H.

Cette formule montre que 1 molécule (ou 198 gr.) d'acide arsénieux exigent i atomes (ou 1 1:2 gr. de chlore pour passer à l'état d'acide arsénique.

Si l'on fait réagir sur une quantité constante d'acide arsénieux, des dissolutions de chlore ou d'hypochlorites, il est évident que leur richesse en chlore sera en raison inverse des quantités de ces dissolutions qu'il faudra employer pour suroxyder le même poids d'acide arsénieux.

Gay-Lussac, qui a fondé pour ainsi dire la méthode d'analyses quantitatives volumétriques, avait pris une dissolution d'acide arsénieux assez étendue pour exiger juste un volume de chlore égal au sien, en se transformant en acide arsénique. Or, soit 1 litre de chlore qui pèse 3gr. 17, il faudra dans un litre de dissolution arsénieuse une quantité de cet acide représentée par cette équation :

=-i^d'oùa= = 4gr. 439.

Cette quantité, dissoute dans 1 litre d'eau par 150 gr. d'acide chlorhydrique pur, fournit la liqueur titrée arsénicale ; Gay-Lussac titrait la liqueur acide en s'assurant qu'elle absorbait son volunic de chlore pur et sec.

Le terme de la réaction est indiqué par quelques gouttes de sulfate d'indigo ajoutées pour colorer la solution en bleu ; cette coloration persiste tant qu'il y a de l'acide arsénieux à oxyder, mais la teinte est détruite dès qu'il y a le plus léger excès de chlore.

CHLO

CHLO

Pour faire les essais clilorométrirjucs, il faut se munir , de quelques appareils, tels que : ^ j

1° Une carafe jaugée à un litre et une éprouvcltc à pied de môme capacité.

2o Un vase à saturation.

3° Une pipette jaugée à 10 centimètres cubes.

4° Une burette graduée en 1/10' de centimètre cube de Gay-Lussac ou de Mohr. i

5° Un flacon d'un litre contenant la dissolution arsé- , nieuse.

6° Un petit flacon de solution de sulfate d'indigo. 1° Des agitateurs en verre.

Le tout, dans une boite, constitue le nécessaire chlorométrique que l'on trouve dans le commerce.

Il s'agit de procéder à l'essai d'une eau chlorée ou d'un hypochlorito dissous ou à l'état solide.

Le chlorure de chaux nous servira d'exemple : Gay- Lussac ayant reconnu que l'hypochlorite calcique bien préparé, contenait en moyenne 1 litre de chlore dans 10 grammes (soit 100 litres au kilo) on prélève cette quantité sur un échantillon moyen de la masse à essayer; on le broie dans un mortier de porcelaine avec de l'eau et on verse le mélange dans un vase jaugé à un litre, de manière à obtenir ce volume de solution par addition suffisante d'eau pure.

Ou laisse déposer et on remplit de la liqueur clairela burette graduée en 1/10 de centimètre cube.

D'un autre côté, on a mesuré 10 centimètres cubes de solution arsénieuse, on l'a placée dans le vase à saturation et on l'a colorée avec quelques gouttes de solution de sulfate d'indigo.

. Tout étant ainsi préparé, on n'a plus qu'à opérer le titrage; pour cela on verse la solution d'hypochlorile peu à peu dans la liqueur arsénieuse, qu'on agite avec une baguette de verre pour faciliter la réaction.

Le vase à saturation est placé sur un papier blanc, afin de bien juger du moment où la coloration bleue de la liqueur disparait, ce qui n'a lieu que lorsque tout l'acide arsénieux a passé à l'état d'acide arsénique, c'est-à-dire quand on a dépensé un volume de solution d'hypochlorite contenant un volume de chlore.

ÎS'ous avons dit que la quantité de chlorure de chaux employée était en raison inverse de sa force ; il y a donc un petit calcul à faii-e pour avoir le titre réel. Les hypochlorites commerciaux doivent marquer au moins 100° chlorométriques, c'est-à-dire que les deux liqueurs doivent se saturer volume à volume. Mais, lorsque ce cas ne se présente pas, il y a plus ou moins de centimètres cubes employés : soit, 8 centimètres cubes seulement employés à saturer 10 centimètres cubes de solution

arsénieuse, nous aurons —r-— = —r- = lio , soit au

lUU o

contraire 15 centimètres cubes, nous établirons

— = 83°,33. Un premier essai sera approximatif, il

faudra le recommencer, et, pour aller plus vite, on pourra ajouter, d'un coup, à peu près toute la quantité d'hypochlorile qui a été employée dans le premier essai, et achever avec précaution la saturation. (Pour les besoins des industriels, Gay-Lussac a dressé des tables qui suppriment tout calcul en indi([uant le titre du chlorure de chaux ou autre, en regard du nombre de centimètres cubes de liqueur chlorée employée.)

Plusieurs chimistes ont essayé de remplacer par d'autres cet excellent procédé de Gay-Lussac, tels sont :

1° Le procédé de Graham-Otto, fondé sur la transfor-

mation du sulfate ferreux en sulfate ferriquc; 7'i'-,80 de sulfate ferreux précipité parl'alcool et desséché, puis dissous dans 1 litre d'eau, équivalent à 1 litre de chlore. Le terme de la réaction est jugé par le cyanure fcrricopotassique qui ne se colore plus en bleu ([uand elle est terminée.

2" La méthode de Penot, qui consiste dans l'emploi do l'arsénite do soude à la place de l'acide arsénieux, méthode excellente en principe, mais peu commode à cause de la difficulté de bien déterminer la fin de la saturation; ce qui se fait en touchant de temps en temps avec la liqueur, une bande de papier imprégnée de solution d'iodure potassique amidonné, qui se colore en bleu (iodure d'amidon), dès que le chlore est en excès.

3° Celles de Bunsen, d'Ewert, de Wiskc, de Wagner, que je ne décrirai pas; enfin, celle de Fordos et Gélis, une des meilleures, et qui consiste dans la substitution de l'hyposulfite sodique, à l'acide arsénieux; 23' 77 d'hyposulfite dans 1 litre d'eau sont l'équivalent d'un litre de chlore ; on se sert également de sulfate d'indigo comme témoin du terme de la réaction.

S"- 0^ Nu- + 5 + 10 Cl = i (s 0' I J^"') + 10 Cl M.

l'ovicologie du eliloi'c et ilcs liypoeliloritcs. — Le

chlore est très toxique, lorsqu'il est à l'état de liberté ou dans des combinaisons facilement décomposables même par les acides les plus faibles ; tels sont les hypochlorites de chaux (poudre de Tonnant), de soude (liqueur de l.abarraque), de potasse (eau de javelle) qui agissent comme le clilore.

Le chlore peut être inspiré et causer des accidents mortels dans les fabriques d'eau chlorée et d'hypochlorites; dans les ateliers de blanchiment ou d'enlevage ; dans les fabriques de papier, dans les appartements désinfectés, etc.

L'intoxication par le chlore est presque toujours accidentelle ; les chimistes en ont été souvent victimes, quelques-uns en sont morts (Pelletier en France, Pioe à Dublin) ; d'autres ont éprouvé des symptômes d'une gravité variable.

Les composés chimiques qui se forment par l'action du chlore sur les tissus organisés sont mal connus ; mais on sait que ce puissant élément chimique enlève de l'hydrogène aux matières organiques pour former de l'acide chlorhydrique. et que, en ouire il agit subsidiairement comme agent d'oxydalion et qu'il transforme et détruit les matières organii|ues.

Quel que soit son mode d'action, le chlore agit avec une telle rapidité qu'il se mélamorpliose très vite; il passe à l'état de ciilorure, éliminé par le sang et les veines.

Cependant lorsque la quantité inspirée est forte, son passage à l'état de chlorure ne s'effectue pas facilement, puisqu'àPouverture du crâne duchimisle Pioë, de Dublin on a pu sentir une forte odeur de clilore.

Cette odeur sentie à l'ouverlure du crâne, ou celle qu'on pourrait percevoir en expulsant le gaz contenu dans les voies respiratoires, enfin cette même odeur dans l'atmosphère, et les effets de la victime, pourraient suffire à faire connaître la cause d'intoxication sans avoir recours aux réactions chimiques caractéristiques.

Recherche toxicoloijiqtie du. chlore. — Le dosage des chlorures résultant de sa transformation ne peut conduire à aucun résultat. Les organes respiratoires, les

ClILO

CHLO

uxpccLoratioiis, les matières vomies doivenl èlrc inlerl'Ogés. Los gaz peuvent être retirés dos poumons, par l'introduction dans la trachée, d'une sonde qu'on fera communiquer avec un aspirateur; on interposerait sur le trajet du gaz une solution très étendue de sulfate d'indigo qui serait décoloré; ou une solution d'iudurc amidouiié qui se colorerait en bleu.

vSi l'aspirateur est en verre et contient de l'eau distillée, on peut y faire passer directement, soit le gaz des voies respiratoires, soit l'air de la chambre ou de râtelier; cette eau donnera les mêmes réactions indiquées et de plus précipitera la solution d'azotate d'argent eu blanc caillebotté, de chlorure d'argent devenant violet à la lumière, insoluble dans l'acide azotique, solubledans l'amumniaque.

Les matières vomies ou expectorées seront traitées par l'eau distillée, puis fdtrécs et le liquide essayé par les réactifs du chlore.

Si l'empoisonnement avait été causé par des hypochlorites, on devrait rechercher des bases (chaux, potasse, soude) pour les caractériser. — Les hypochlorites, lorsqu'ils sont ingérés, agissent de deux manières, comme composés chlorés et comme matières alcalines caustiques (voir l'empoisonnement par ces dernières substances).

CIH.

Uensilc rapportée à l'air = '1.2-i7

— — à riij'drog:cnc. . . =18 = t volume. Poids de la molécule = 36.5 = 2 —

Historique. Etat naturel. — Nommé autrefois acide maiùn, acide muriatique, et connu des alchimistes. Basile Valentin le nommait esprit de sel. Glauber le préparait avec le sel marin et l'huile de vitriol. Priestlcy, en 1772, fut le premier à le recueillir à l'état gazeux. Gay-Lussac et Thénard ont établi sa véritable composition.

L'acide chlorhydiique se dégage à Fétat de liberté des volcans en éruption, ce qui fait qu'on eu trouve dans les eaux de quelques rivières de l'Amérique méridionale (l à 2/1000), qui prennent leur source dans des terrains volcaniques.

Préparation. — L'acide chlorhydriquc pi'end naissance dans une foule de circonstances, mais pour le préparer soit dans les laboratoires, soit dans l'industrie, on faittoujours usage du même moyen, en faisant varier les appareils.

Dans les laboratoires on l'obtient gazeux ou eu dissolution dans l'eau.

Pour l'obtenir gazeux, on introduit du chlorure de sodium fondu et grossièrement pulvéï'isé dans un ballon, portant un tube recourbé servant au dégagement du gaz, que l'on recueille sous le mercure sec et privé d'air autant que possible. 11 faut aussi laisser perdre les premières éprouvettes de gaz qui contiennent un mélange d'air. Les proportions à employer pour obtenir facilement le gaz, dans ks laboratoires, sont : 1 partie en poids de sel marin fondu et 2 parties d'acide sulfurique. La formation du gaz acide chlorhydrique est due à un phénomène de double échange qu'on représente par l'équation :

ClMa + SO'IF = SO'NaH + CIH.

Pour préparer la dissolution d'acide chlorhydriquc

normal, on opère de même avec un appareil de Woolf. Gomme le gaz est très soluble dans l'eau et sa solution plus dense que ce liquide, il faut que les tubes (pii l'amènent ne plongent que très peu; ii convient de refroidir les flacons pour faciliter la dissolution.

Dans les arts, on prépare de grandes quantités de cet acide et on opère dans des cylindres de fonte ou dans des fours, à une température très élevée. Dans ces conditions il faut la moitié moins d'acide sulfurique, ou pour mieux dire, une molécule d'acide décompose 2 molécules de chlorure sodique et forme 2 molécules d'acide chlorhydrique; il reste dans les appareils du sulfate neutre de sodium. SO''H- -f- 2CL\a = SO''.\a- -f 2G1H. Le gaz chlorhydrique qui se dégage est dirigé dans une série de bonbonnes eu grès contenant de l'eau. Gelte eau doit être assez chargée d'acide pour avoir une densité de 1,174 = 22° Raumé (Ure).

L'acide préparé dans les conditions indiquées n'est pas pur, il peut contenir de l'acide sulfureux, de l'acide sulfurique, du chlorure ferrique, de l'acide arsénieux ou arsénique. Sa couleur, souvent jaune on brune, provient du chlorure ferrique ou de matières organiques.

L'acide sulfureux se reconnaît par le permanganate alcalin qui est décoloré plus ou moins; l'acide sulfurique par le chlorure de baryum, qui foi'me du sulfate barytique blanc et insoluble. Les composés arsenicaux se reconnaissent par l'hydrogène arsénié que donne l'acide chlorhydrique avec du zinc pur, ou par un précipité jaune de sulfure d'arsenic que produit un courant de gaz sulfhydrique.

Dans les analyses et surtout dans les recherches loxicologiques, il est nécessaire d'avoir un acide bien pur; pour cela, on distille l'acide du commerce, après l'avoir traité par un peu de bioxyde de manganèse qui fournit du chlore, lequel transforme l'acide sulfureux en acide sulfurique SO^ -f 2H^0 + 2C1 = S04P + 2G1H.

Ou ajoute ensuite quelques millièmes de sulfure de baryum, qui produit du sulfate de baryum et du sulfure d'arsenic.

Propriétés. — Gaz incolore, d'une odeur et d'une saveur acides, fortes et piquantes. 11 n'est point permanent, il se liquéfie à 10° sous une pression de 40 atmosphères, on n'a jamais pu le solidifier. Il est inaltérable par la chaleur seule et la lumière. L'électricité le décompose en ses éléments. Il est impropre à la combustion. Il fume à l'air en raison de son avidité pour l'eau, c'est un des gaz les plus solubles ; l'eau en dissout 500 volumes à 0°, 460 volumes à 15°. L'expérience suivante le prouve : Une éprouvelte petite et en verre épais est pleine de gaz chlorhydrique et repose sur une soucoupe contenant du mercure pour isoler le gaz ; si on plonge le tout dans une cuvette pleine d'eau, et tenant d'une main l'éprouvette, on abaisse de l'autre la soucoupe; aussitôt l'eau s'éluice dans l'éprouvette comme dans le vide. Gette expèiience n'est pas toujours sans danger, si on opère avec une cloche un peu grande et en verre mince, elle peut se briser par le choc de la colonne d'eau. On évite certainement cet inconvénient en laissant un peu d'air dans l.i cloche avec le gaz chlorhydrique.

L'acide chlorhydrique normal est un liquide acide formé de 40,77 d'acide et 59,83 d'eau p. 100; il a une densité de 1,20 = 24,5 Daumé. Ce liquide fume à l'air; lorsqu'on le chauffe, il perd une partie du gaz dissous, mais jamais la totalité, car l'attraction est très forte entre ce gaz et l'eau, à 100° le liquide passe tout entier

CHLO

CHLO

à la ilistillation, il a une densité =1,10 et marque 13" Baumé. Edm. Davy, Bineau, Ure, ont donné des tahles où sont indit(Uées les quantités de gaz chlorhydri((ue contenues dans 100 parties d'acide à différentes densités.

L'acide chlorliydrique, en présence des métaux est décomposé par tous ceux qui peuvent décomposer l'eau, soit seule, soit en présence des acides, et en chasser l'hydrogène, c'est ce qui se passe, et il se produit des chlorures avec dégagement d'hydrogène.

Avec les oxydes et les hydrates, il y a double échange; il se forme de l'eau et un chlorure métallique. Exemples:

CIH + KOH = H-0 + CIK

Hydrate Clilorure polassiquc. potassique.

Les autres acides agissent sur l'acide chlorhydrique avec plus ou moins d'énergie ; deux actions sont surtout importantes à connaître :

Hg"0 + 2 CIH = H^'O + Cl-^Hg" O.vydo Chlorure mercurique. mercurique.

1" L'action, déjà indiquée plus haut, de l'acide hypochloreux et des hypochlorites, qui produit du chlore et de l'eau.

CIH + ClOH = H^O + 2C1 Acide liypocliloroux.

2° La réaction avec l'acide azotique, d'oi'i résulte du chlore, du peroxyde d'azote et de l'eau.

CIH + AzO'H = Cl 4- AzO= + H'^0 Acide azotique.

(l'est le mélange des deux acides, donnant naissance au chlore et au peroxyde d'azote (acide hypoazotique), qu'on nomme eau régale. C'est à la fois un oxydant et un chlorurant ; il forme des chlorures avec les métaux peu oxydables, tels que l'or et le platine ; il oxyde les autres et les métalloïdes, comme le soufre qu'il transforme en acide sulfurique.

Comme les acides puissants, l'acide chlorhydrique décompose les sels dont l'acide est très volatil, comme les carbonates. 11 détruit les tiiatières organiques, en s'emparant des éléments de l'eau et mettant à nu du carbone très divisé.

Caractère générique. Chlorures. — L'acide chlorhydrique, chlorure d'hydrogène, est le lype du genre chlorure, et au point de vue analytique, ses caractères sont ceux du chlore.

Les chlorures métalliques ne fusent pas sur le charbon et ne dégagent aucun gaz si on les chauffe à sec dans un tube; l'acide sulfurique en dégage l'acide chlorhydrique, et -en présence d'un suroxyde comme Mn 0-, il en dégage du chlore. .\u chalumeau, avec une perle do sel de phosphore (phosphate sodico-ammonique), saturée d'oxyde de cuivre, ils donnent un dard bleu bordé de pourpre.

Les c^ilorures sont généralement solubles, ceux insolubles peuvent se transformer en chlorures solubles par l'action des hydrates alcalins; l'acide chlorhydrique et tous les chlorures dissous précipitent en blanc l'azotate d'argent, précipité que la lumière colore en violet, et

THÉRAPEUTIOUE

qui, insoluble dans l'acide azotique, se dissout dans l'ammoniaque. Ils précipitent en blanc l'azotate mercuréux et les sels solubles de plomb; ce dernier précipité est solublc dans beaucoup d'eau.

Usages. — lis sont nombreux et importants ; dans les laboratoires, c'est un des réactifs les plus précieux; dans l'analyse, soit seul, soit à l'état d'eau régale; pour la préparation des chlorures, etc.

Dans les arts, on en fait une consommation énorme pour la préparation du chlore et des hypochlorites, des chlorures d'ammonium, d'étain, d'argent, d'antimoine, etc. ; pour extraire la gélatine des os, et dans la teinture en indienneries ; pour le décapage et la soudure des métaux et des alliages, etc.

L'acide chlorhydrique est irrespirable, ses vapeurs provoquent la toux et peuvent causer la mort; de plus, c'est un corrosif puissant. (Voir Toxicologie.)

En médecine, il est fréquemment eiuployé, soit comme caustique à l'état de concentration ou de dilution; très étendu, il s'administre à l'intérieur à titre d'excitant, tonique, fondant, antiseptique. (Voir Thérapeutique.)

Toxicologie. Acide clilot hydriqne. — Très répandu dans le commerce et très employé dans les arts, cet acide y porte le nom d'acide muriaticjae ou d'esprit de sel. 11 se dégage dans certaines fabriques à l'état gazeux et peut provoquer des intlammations très vives des organes respiratoires; ses vapeurs, très visibles, attirent l'attention, ce qui permet de s'en préserver.

A l'état ordinaire 011 l'on emploie l'acide chlorhydrique, c'est un liquide constitué par la dissolution du gaz chlorhydrique dans l'eau, qui peut en dissoudre jusqu'à 480 fois son volume.

Cet acide liquide fume à l'air, et ses vapeurs deviennent très denses et blanches, si on les met en présence de l'ammoniaque en vapeurs.

La densité de ce liquide est 1,17 (22° Baumé); s'il était pur, l'acide chlorhydrique serait blanc comme de l'eau ; mais il est toujours plus ou moins coloré en jaune par du fer ou des matières organiques.

L'empoisonnement par l'acide chlorhydrique est rare et presque toujours par suicide; il est généralement suivi de mort, dans un temps très variable, depuis quelques heures à plusieurs jours. Tout dépend de la dose et de la concentration de l'acide, ainsi que du temps que le poison a séjourné dans le tul)e digestif.

C'est un liquide très corrosif, dont les effets se rapprochent de ceux de l'acide sulfurique, car l'acide chlorhydrique concentré cliarbonne aussi les matières organiques en leur enlevant les éléments de l'eau. Pou de temps après son ingestion, il y a des vomissements, d'abord jaunâtres et verdàtres, puis bruns, couleur de café. Les matières vomies sont fortement acides, ainsi que l'haleine des malades, qui est fumante, qui rougit le papier bleu de tournesol et donne des vapeurs denses de chlorhydrate amtiionique lorsqu'on approche un linge ou une éponge imbibée d'ammoniaque; ce sont là des indices importants.

Recherche toxicologique. — Cet acide existe normalement dans le suc gastrique, dans la proportion de 3/1000, d'après Smith; d'un autre côté, les liquides et tissus de l'économie contiennent du chlorure de sodium ; il s'en sera formé en outre par l'action de l'acide sur les sels alcalins et les alcalis du sang.

Mais c'est là une petite difficulté dans les cas d'empoisonnement par l'açide chlorhydrique, qui n'a pu avoir

CIILO

GHLO

lieu que par ringestion d'une assez lorle (luaiitilr très supérieure à l'acide normal et aux chlorures naturels.

Les lésions anatomiques et les réactions préliminaires indiqueront suffisamment, dans l'espèce, qu'on a affaire à une intoxication par un acide volatil et probablement à l'acide chlorhydriqne. Il n'y aura qu'à l'isoler des vomissements el des organes, pour le bien caractériser chimiquement et même au besoin en faire le dosage, ce qui est inutile dans beaucoup de cas.

Le procédé le plus simple consiste dans la distillation des matières, particulièrement les vomissements et le contenu de l'estomac et de l'intestin.

Le liquide obtenu à la distillation est additionné d'azotate d'argent, qui forme un précipité de chlorure d'argent, insoluJjle dans l'acide azotique ; on le lave, on le dessèclie complètement; son poids multiplié par 0, 254 donne la quantité d'acide ciilorhydrique correspondante. On peut employer avec avantage une liqueur titrée d'azotate d'argent faite de telle sorte que chaque centimètre cube représente 0,0365 d'acide chlorhydrique.

Ce procédé suffit généralement, parce que l'acide est en notable quantité dans les matières examinées; mais, si l'acide est très étendu au milieu de débris du tube digestif, il faut laver ces parties à l'eau distillée et soumettre à la distillation ces eaux de lavage. Il faut toujours faire passer dans l'appareil, cornue ou ballon contenant la matière, un courant d'air ou d'acide carbonique, qui facilite l'entraînement des vapeurs de l'acide.

On n'a pas à rechercher l'acide dans les organes centraux, comme le foie ou la rate, ni même dans l'urine.

Dans ce que nous venons d'exposer, on n'a déterminé que l'acide libre ; si l'on voulait avoir à la fois l'acide combiné à l'état de chlorure, il faudrait prendre un poids déterminé de matière et y ajouter de la potasse pure et de l'azotate potassique en excès, évaporer à sec et calciner. On brûle ainsi les matières organiques étrangères, on reprend le résidu par l'acide azotique et l'eau bouillante et on titre le chlore dans la solution. On peut alors comparer le résultat obtenu avec celui que folirnissent les liquides et les tissus normaux, et, s'il y aune différence très notable, on peut admettre l'introd.uction d'acide chlorhydrique dans l'organisme.

Nous dirons, en terminant ce qui a rapport' à l'acide chlorhydrique, que beaucoup de chlorures métalliques acides se comportent comme 'l'acide chlorhydrique jusqu'à un certain point; ce sont également des poisons corrosifs; dans ce cas, les matières distillées avec de l'acide sulfurique dégageraient de l'acide chlorhydrique dont la quantité serait supérieure à celle donnée par les chlorures normaux de l'économie. D'autre part, on rechercherait la base métallique par les réactions qui lui sont propres et qui sont indiquées au métal,

piiarmocoioeie. — Le chlore gazeux a joui autrefois d'une grande réputation, dans le traitement des maladies infectieuses et des voies pulmonaires. Ce gaz délétère et suffocant demande à être manié avec la plus grande prudence. Les fumigations se font par un dégagement de chlore dans des vases de verre ou de porcelaine, dans lesquels on fait réagir le mélange suivant.

r.liloruie lie sodium 5 grammes.

Bioxycle de manganèse 2 —

Acide sulfurique 4 —

Eau commune 4 —

Mêlez.

Le llacon est liouclié par une rondelle de caoutchouc fermant herméliquement par une vis de pression. Après la réaction, il suffit de déboucher lentement le llacon dans la chambre du malade pour avoir ce que l'on appelait la fumigation Guytonienne.

Les fumigations de chlore servent principalement pour désinfecter les salles d'hôpitaux, et, dans ce cas, il faut avoir la précaution de calfeutrer hermétiquemenl toutes les ouvertures, et pour une salle de 100 mètres cubes de capacité il faut employer les doses suivantes :

Clilorure de sodium 100 grammes.

Bioxyde de manganèse i'i —

Acide sulfurique 50 —

Eau 00 -

Mettez le mélange dans une capsule en porcelaine, sur un réchaud, au centre de la salle, versez l'acide e( fermez toutes les ouvertures. Après 12 heures on renouvelle l'air.

On pourrait aussi obtenir un dégagement suffisant de chlore gazeux en faisant réagir du chlorure de chaux sec en présence d'acide chlorydrique dilué.

A Munich, on vendait, sous le nom de chlore m boidcs. le mélange désinfectant suivant :

Chlorure de sodium 18 grammes.

Sulfate de fer 18

Bioxyde de manganèse 3 — ■

Argile figulino. '8 —

On fabrique des boules que l'on fait sécher; il suffil de placer une de ces boules sur des charbons ardents pour avoir le dégagement du chlore.

Comme désinfectant des plaies, modificateur des ulcères indolents on employait aussi Veau chlorée, qu'on prépare de la façon suivante :