OXIGÈNE ET HYDROGÈNE. — Î. EAU

L'hydrogène et l’oxigène sont gazeux ; le corps resul-

tant de leur combinaison est au contraire de l’eau liquide, dontle volume est moindre quele 172000 de celui qu'oc-

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cupaient les deux gaz avant leur combinaison. Si donc, dans un vase renversé sur le mercure, on mêle les deux gaz dans les proportions nécessaires pour former de l'eau , et qu’on enflamme le mélange, les gaz disparaitront, et le.mercure remplira toute la capacité du tube, sauf le petit espace qu'occupe l’eau formée.

‚Pour déterminer ces proportions; on. se, sert d'un tubede verre épais a (fig. 22). dont on divise la capacité en, parties égales. ‚Cette division. se, fait à l'aide d’une mesure (/ig..21.), pour, laquelle on peut prendre un petit tube de verre scellé à l’une de ses extrémités, et usé à l’autre. On remplit cette mesure de mercure et l’on emporte ce que l'on en. a ajouté de trop avec, un obturateur usé de même ; cette mesure sert d'unité. Si cette unité doit être un pouce cube ou un centimètre cube ontaille le tube de verre de manière qu'il soit remplipar une quantité, de mercure. correspondant, au poids d’un pouce cube ou d’un centimètre cube de ce métal. A l’aide de cette mesure on remplit alors le tube de verre épais de mercure, et chaque fois qu'on a versé une mesure on marque à l'aide d'une lime ou d’un diamant l’endroit où s'élève le mercure. wei |

I faut alors introduire le mélange gazeux dans le tube de verre a renversé sur le mercure; pour l'inflammation on peut employer ou bien l'éponge de platine, ou bien, et c'est là la meilleure méthode, letincelle électrique. Veut-on se servir de l’etincelle électrique, on perce au sommet du tube de verre et vis-à-vis l’un de l'autre deux trous, dans lesquels on lute solidement deux fils de platine ou de fer 8, c (fig. 22); les pointes desces fils doivent s'arrêter à une petite distance l'une de l'autre dans l'intérieur du tube de verre. Si l'on fixe

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à l'un des fils 4 une chaine ou tout autre conducteur métallique pour le mettre en communication avec le sol, et qu'on touche l'extrémité extérieure de l’autre fil avec le ‘couvercle d'un electrophore chargé, l’etincelle électrique jaillit de la Hart de l’un des fils sur celle de l’autre.

‘ Une bouteille de Leyde chargée remplit tout aussi bien le même but; si on fait communiquer larmature extérieure de la bouteille avec l’un des fils et qu'on touche l’autre fil avec le bouton de la bouteille, l’etincelle éclate de même entre les péintes dans l'intérieur du tube de verre.

Pour faire cette experience avec exactitude ; on remplit d’abord de mercure le tube de verre gradue, et on le renverse sur un bain de même metal, puis on y laisse arriver du gaz oxigene extrait du chlorate de potasse, et l’on en détermine exactement le volume, en enfoncant le tube assez profondément danse mercure, pour que ce métal soit au même niveau dans le bain et dans le tube de verre; ensuite on le relève, et on y laisse arriver du gaz hydrogène pur dont on détermine la quantité comme on a évalué celle du gaz oxigène. Si dans une . experience on prend un peu plus d'une mesure de gaz oxigène contre deux mesures de gaz hydrogène, on trouvera quilreste un peu de ce gaz après la detonation par la bluette électrique, et qu’il en reste tout juste autant qu'on en avait employé de trop; si l'on prend un peu plus de gaz hydrogène, l'excès qu’on en avait employé sur deux mesures, se retrouve après la combustion,

Cette expérience qu'il est possible de faire avec la plus grande exactitude , fait voir que le gaz hydrogène et le

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gaz oxigène s'unissent rigoureusement dans les proportions de deux volumes du premier contre un volume du second pour former de l’eau. Tous les corps gazeux s'unissent les uns aux autres sous des volumes qui sont entre eux dans des rapports simples pareils. On se procure du gaz hydrogène parfaitement pur pour cette expérience ainsi que pour d’autres essais semblables, en le faisant passer à travers une dissolution de potasse dans l'eau à l’aide du flacon ordinaire. Le tube de verre (fig. 23), par lequel le gaz hydrogène s'échappe, communique avec un second tube qui descend à travers un bouchon jusqu'au fond d'un second flacon contenant la dissolution de potasse. Le gaz qui se développe doit traverser lentement la dissolution, il s'échappe alors à travers un tube de décharge ordinaire passant pareillement par le bouchon. Ce bouchon doit fermer herméti- | quement. La dissolution de potasse s'empare des corps étrangers que contient le gaz hydrogène. Le zinc dont on se sert pour cette expérience doit avoir été purifié par la distillation. Le gaz hydrogène obtenu de cette manière est presque entièrement inodore et brüle avec une flamme sans couleur. |

Au lieu de l'étincelle électrique on peut se servir aussi de l'éponge de platine pour opérer la combinaison d'un mélange de gaz hydrogène et de gaz oxigène dans un tube de verre renversé sur le mercure. On prend une partie d’eponge de platine et quatre parties d'argile, et l'on en forme un globule que l’on fait rougir au feu avant de sen servir. Ce globule introduit dans le mélange détermine peu à peu la combinaison des gaz oxigene et hydrogène. Si l’on a petri un fil de platine dans la boule, on peut y fixer un fil de fer fin et recuit

HYDROGENE. 27 (fig. 24), et retirer la boule du tube de verre après la combinaison.

On a déterminé avec la plus grande exactitude la pesanteur spécifique du gaz hydrogène, comme nous le verrons à propos de l'air atmosphérique. On entend par pesanteur spécifique d'un gaz le poids de ce gaz comparé avec celui de l'air atmosphérique, le gaz et l'air atmosphérique étant pris sous le même volume et le poids de l'air atmosphérique servant d'unité. On détermine la pesanteur spécifique d’un gaz, ainsi que nous le verrons plus amplement par la suite, en pesant successivement le même ballon de verre d’abord plein d’air sec, puis vide et enfin rempli du gaz dont il s'agit.

Celle du gaz hydrogène est 0,0688, celle du gaz oxigene 1,1026. Or, deux volumes de gaz hydrogène s’unissent! à un volume de gaz oxigene pour former de l’eau. Ainsi en poids 2 x 0,0688 = 0,1376 d'hydrogène se combinent avec 1,1026 d’oxigene et forment 1,2402 d’eau ; 100 parties d’eau contiennent donc :

88,91 d’oxigene, 11,09 d'hydrogène;

Car 1,2402 : 1,1026 : : 100 : 88,91.

On a trouvé que la pesanteur spécifique de la vapeur d'eau s'élève à 0,6201. Il suit de cette détermination qu'une mesure de gaz aqueux résulte d’une mesure (=0,0688) de gaz hydrogène et de 1/2 mesure(—0,5513) de gaz oxigène. On obtient de la manière suivante la pesanteur spécifique des vapeurs, c'est-à-dire des sub- Stances gazeuses , qui sont solides ou liquides à la température ordinaire, et gazeuses à unetempérature élevée.

On introduit dans un tube de verre une assez grande quantité du corps solide ou liquide pour qu’etant reduis

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en gaz ce corps en Occupe environ 30. fois la capacité. On chauffe alors uniformément le tube soit dans l’eau soit dans tout autre liquide pour en chasser tout l'air et l'excès de la substance ajoutée , et on le scelle, à la lampe dès qu'il ne renferme plus que la vapeur. Je montrerai plus tard amplement comment on trouve la pesanteur spécifique de la vapeur après qu’on a déterminé la température à laquelle on scelle le tube, le poids du tube scellé contenant la substance, la ERTR tube, et. le poids du tube rempli d'air sec.

Une méthode tout-à-fait différente donne exactement le même rapport. En effet plusieurs oxides métalliques, tels que les oxides de fer, de cobalt, de cuivre, etc., sont décomposés par l'hydrogène, quand on les chauffe un peu; et la perte de poids qu'éprouve l’oxide et le poids de l’eau formée suffisent pour déterminer la composition de l’eau. On développe lentement du gaz hydrogène dans un flacon a d’après la méthode connue (fig. 25). Deux boules cc soufflées au second tube servent à recueillir l'eau que le gaz entraine ordinairement à l’état de vapeur. Celle qui ne se condense pas dans cet endroit se dépose complétement dans le tube, d contenant du chlorure de calcium qui a une grande affinité pour l’eau, de sorte que le gaz hydrogène est tout-à-fait sec quand il arrive dans la boule e. Cette boule contient un oxide métallique, par exemple, de l’oxide de cuivre: pour peu que l'on chauffe cet oxide avec une lampe à esprit de vin, l'appareil étant plein de gaz hydrogène, il devient incandescent par suite de la combinaison deson oxigène avec de l'hydrogène et.de la haute temperature qui en résulte, L'eau formée entre dans la boule g à travers le tube étiré en pointe. Et pour que le gaz hydrogène qui

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ne cesse pas de se développer n’entraine pas avec lui des vapeurs d'eau, on a adapté à cette boule un tube contenant du chlorure dé calcium destiné à retenir l'eau qui pourrait être mélée avec le gaz hydrogène. Le surplus du gaz hydrogèné s'échappe par le tube de verre à. Avant l'opération on a pesé la boule e, d'abord vide et ensuite avec l’oxide de cuivre, pour avoir ainsi le poids de l’oxide de cuivre; on a de même pesé la boule g et letube * contenant le chlorure de calcium. Après l’opération on pèse de nouveau la boule e, la perte donnele poids de l’oxigène cédé par l'oxide de cuivre. Ce que la boule get le tube ont gagné en poids représente la quantité d'eau formée. L’exces du poids de l’éau formée sur celui de l'oxigène cédé par loxide de cuivre ;:est la quantité d'hydrogène dont la combinaison avec cet oxi: gène a donné l'eau.

Cette expérience ne sert pas seulement à déterminer rigoureusement la composition de l'eau, mais elle offre encore la meilleure méthode pour trouver la compösition des oxides métalliques susceptibles d'être désoxidés par l’hydrogène.

Üne autre méthode pour trouver la composition de l’eau qui ne donne aucun résultat exact, mais qui fournit un ‘exemple intéressant d'une décomposition, est la décomposition de l'eau par le fer. On introduit de la tournure de fer dans un canon defusil ce (fig. 26), particulièrement dans la partie qu'on peut chauffer au rouge. A Tune des extrémités s'adapte exactement à l’aide d'un bouchon une cornue & contenant de l'eau qu’on peut faire bouillir au moyen d'une lampe à esprit de vin. A l’autre extrémité s'adapte de même à l’aide d'un bouchon un tube de'verre, qu'un tube de caoutchouc réunit avec

“am,

30 HYDROGENE.

un second tube de verre f communiquant avec le gazomètre. La vapeur d’eau en contact avec la tournure de fer rouge se decompose en oxigene, qui se porte sur le fer et donne de l’oxide de fer, et en hydrogène, qui se dégage et qu'on recueille dans le gazomètre. Le poids dont s’est accru le fer donne à peu près la quantité d’oxigène qui était unie avec l'hydrogène recueilli. On peut calculer le poids du gaz hydrogène en determinant le poids de l’eau déplacée qu'on recueillie à mesure qu'elle s'écoule du gazomètre par suite du développement de ce gaz. On a en effet déterminé exactement, ainsi que nous le rapporterons quand nous nous occuperons de l'air atmosphérique, le rapport du poidsd’un volume donné d’eau et de celui d’un égal volume d’hydrogène. Le fer, qu'on emploie, n'étant jamais pur, cette expérience ne donne pas de résultat exact, et il ne vaut pas la peine de la faire avec plus de soin que nous n'y en avons mis.

Il est facile de préparer assez d'eau avec les gaz hydrogène et oxigène pour pouvoir examiner les propriétés de ce produit artificiel. On se sert à cet effet d’un vase en verre a (ig. 27), dont l'ouverture supérieure peut être fermée avec un bouchon et dans le fond duquel se trouve pratiqué un trou assez grand pour livrer passage au bouchon c. Le bouchon est traversé par deux tubes de verre c et 5 qui se terminent en pointes, et se recourbent à angle droit au-dessous du bouchon. L'autre extremite de ces tubes est munie d’un tube de caoutchouc à l’aide duquel ils communiquent avec le robinet / de deux gazomètres, dont l’un contient du gaz oxigène et l'autre du gaz hydrogène. La bouteille repose sur un disque en bois muni de trois pieds et percé à son centre

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d’un trou assez grand pour livrer un passage commode au bouchon avec les tubes. Après avoir laissé entrer du gaz oxigène dans la bouteille par le tube c, on la rere, on porte le feu au gaz hydrogène qu'on fait arriver par le tube 2, on remet le flacon en place et on le ferme avec le bouchon c. Le gaz hydrogène ne doit donner qu’une petite flamme, et le gaz oxigène doit seulement arriver en quantité telle, que sur deux mesures de gaz hydrogène il y en ait une mesure, ce que peut faire voir le tube de verre du gazomètre. Les parois de la bouteille.commencent bientôt à se ternir, et après quelque temps des gouttelettes ruissellent au fond et se rassemblent en 2. L'eau obtenue de cette manière se comporte absolument comme de l’eau distillée.

C'est avec l’histoire de l’air atmosphérique qu'il convient d'étudier les propriétés générales des corps gazeux, et avec celle de l'eau les phénomènes généraux que presentent les corps susceptibles d’affecter les trois états solide, liquide et gazeux. Comme il est impossible, en commencant l'étude de la chimie, d’attacher à ces phenomènes généraux tout l'intérêt qu'ils méritent, attendu qu'on nen apprécie pas encore l'importance, ce n'est qu’un peu plus tard, que je pourrai traiter de l'eau et de l'air atmosphérique.

Il. SUROXIDE D'HYDROGÈNE.

Cette combinaison résulte d’un volume de gaz hydrogene et d'un volume de gaz oxigène. C'est un liquide incolore, sirupeux, d’une densité de 1,453 et par conséquent à peu près deux fois aussi pesant que l'eau. Soluble en toute proportion dans l’eau, elle est douée d'une

saveur et d’une odeur particulieres et degotitantes. Mais ce qui distingue particulièrement cette combinaison, c'est, qu'elle cède facilement à d'autres substances la moitié de son oxigene en les oxidant et qu'elle développe déjà du gaz oxigène par le simple contact avec quelques corps. Ces phénomènes sont d’un intérêt particulier pour la theorie de l’affinité chimique à propos de laquelle jy insisterai particulièrement. Je parlerai de la préparation du suroxide TPE en traitant du suroxide de barıum. re FEU GE

Il résulte déjä des expériences que nous avons faites à l’occasion de l'histoire du gaz oxigene, que l'air atmosphérique contient de l'oxigène et en outre encore un autre gaz incapable d'entretenir la combustion et de se combiner directement avec les corps combustibles. Il est. donc facile de se procurer ce gaz en permettant à quelque corps combustible de se combiner avec le gaz oxigène d'une certaine quantité d'air renfermée en vase clos. A cet effet on place une petite capsule de porcelaine (fig. 28) sur un bouchon c nageant sur l'eau de la cuve pneumatique. On verse dans cette capsule un peu d’alcohol, qu'on enflamme, ou bien l’on y met un petit fragment de phosphore, qu'on enflamme de même, et on la recouvre de la cloche a de manière que celle-ci descende un peu dans l’eau; le corps combustible s'éteint alors très promptement et l'eau s'élève dans la cloche. Le phosphore donne de l'azote plus pur que l’aleohol;

les vapeurs blanches que produit le phosphore brülant et qui sont de l'acide phosphorique, se dissolvent promptement dans l’eau. Le gaz préparé par la combustion de l'alcohol contient encore un peu de gaz oxigène, parce que ce corps s'éteint avant d'avoir absorbé la totalité du gaz oxigene, et de l'acide carbonique, qui se forme pendant la combustion de l’alcohol. On se sert d'une dissolution dammoniaque dans l’eau pour obtenir de l'azote parfaitement pur. L’ammoniaque est formée d'azote et d'hydrogène. Si l’on met cette combinaison en contact avec du chlore, corps simple gazeux, celui-ci s'unit avec l'hydrogène de l’ammonıaque et forme de l'acide hydrochlorique, qui se porte sur une autre portion d’ammoniaque pour donner un sel, l’hydrochlorate d’ammoniaque, ou, d'après le langage vulgaire, le sel ammoniac. L’azote de l'ammoniaque prend au contraire l’état gazeux, et se dégage avec effervescence. Versez de l’acide hydrochlorique sur du peroxide de manganèse contenu dans la cornue a (fig. 29 ); en traitant du chlore je montrera de quelle manière on met ainsi ce corps à nu. Le chlore gazeux qui se développe passe à travers un tube de verre dans la dissolution d’ammoniaque contenue dans le flacon à et la décompose; le gaz azote s'échappe alors à travers un tube de décharge, le bouchon du 2° flacon qu'il ferme hermétiquement se trouvant percé de deux trous. Si le liquide est concentré, c’est-à-dire, s'il contient beaucoup d’ammoniaque, le chlore agit violemment, et la décomposition est accompagnée de petites explosions et de phénomènes d’ignition; un peu d'eau ajoutée au liquide empêche cet effet d’avoir lieu. Ces explosions sont néanmoins sans danger, mais il faut toujours employer un excès d’ammoniaque, parce que sı le

liquide ne contenait plus que du sel ammoniac, il seformerait une des combinaisons chimiques les plus dangereuses et dont il sera question quand nous traiterons du chlore.

Le gaz azote ne jouit pas de proprietes bien distinguees; ilest un peu plus léger que l'air atmosphérique, incolore,inodore et insipide comme on peut déjà en conclure des propriétés de l’air atmosphérique, Les corps en combustion s’y éteignent subitement, parce qu'il ne peut pas s’y combiner directement. Les animaux y expirent comme dans le gaz hydrogène, non pas que ces gaz soient nuisibles , mais parce que de l'air renfermant de l’oxigene est indispensable pour la vie des animaux.

Un mélange de gaz azote et de gaz oxigène ne se combine pas par simple inflammation ou par des moyens semblables à ceux dont onsesert pour un mélange de gaz hydrogène et de gaz oxigene, quoique l'azote et l’oxigène aient sans doute de l’affinité l’un pour l’autre, car il existe même quatre combinaisons différentes de ces deux substances. On peut obtenir en petite quantité l'une de ces combinaisons, l'acide nitrique, qui contient la plus grande quantité d’oxigene, en faisant passer quelques centaines de fois l’étincelle électrique à travers un mélange de 4 parties de gaz azote humide et d’une partie de gaz oxigene. Au point de décharge il’se forme chaque fois un peu d'acide nitrique. Par la même raison on peut former de l'acide nitrique en faisant brûler dans du gaz oxigene un mélange d'une mesure de gaz azote et de 13 à 14 mesures de gaz hydrogène, dans un appareil semblable à celui qu'on emploie pour la fabrication artificielle de l’eau. C'est encore par la même raison qu’on obtient de l’eau acidulée en préparant l’eau factice, si

AZOTE. as

on n’a pas fait entrer préalablement de l'oxigène dans le flacon. En parlant de l'oxigène nous avons vu que le fer, par exemple, exige une haute température pour se combiner avec ce gaz; le fer étant une fois allumé en un point, la combustion elle-même transmet peu à peu, à mesure qu'elle avance, aux autres parties de ce métal la température nécessaire pour qu'elles puissent brûler à leur tour. L’azote exige également une haute température pour pouvoir s'unir avec loxigene, mais la combinaison elle-même ne développe que peu de chaleur, de sorte que les parties de l'azote qui se trouvent très près du point en combustion ne sont pas assez chaudes, pour que la combinaison avec l’oxigene puisse se propager plus loin, Lorsqu'il est mêlé avec de l'hydrogène la combustion de ce gaz produit la température requise pour la combinaison de l'azote avec l’oxigène; en outre l’eau, avec laquelle l’acide nitrique peut se combiner, concourt à l’action.

L'azote se combine en quatre proportions différentes avec l’oxigène et donne l’oxidule d'azote, l’oxide d'azote, l'acide nitreux et l'acide nitrique. Nous etudierons ces combinaisons avec les acides.

En se combinant avec l'hydrogène, l'azote forme l'ammoniaque, base puissante, et en outre une substance métallique problématique que l'on ne peut pas obtenir isolée. Je ferai mention de ces substances en parlant des alcalıs.

Uni avec le carbone, l'azote forme un corps très ımportant, le cyanogene; nous connaissons encore une combinaison d’azote avec le chlore, une avec liode et une ayec un metal, le potassium. L’azote se trouve en

outre dans la plupart des substances animales et dans quelques substances végétales. |

Nous ne connaissons l’oxigene, l'hydrogène et l'azote qu'à l'état gazeux, et tels que les expériences nous les ont fournis ; d’autres corps, le carbone, par exemple, ne sont connus qu’à l'état solide; d'autres, comme le fer, sont solides et liquidés ; d’autres enfin prennent les trois états, tels sont le soufre etle phosphore. Or, à la température la plus basse ces corps sont solides, à une température plus élevée, liquides, et à une température plus élevée encore, gazeux. Le soufre est solide et cassant à la température ordinaire, il se fond au-dessus de 111°. Le soufre fondu est par rapport au soufre solide ce que l'eau est par rapport à la glace; cependant il y a une différence dans le passage des deux corps à l'état liquide : la glace surnage l'eau, le soufre solide va au fond du soufre liquide; l'eau se dilate donc, en se solidifiant, le soufre au contraire se contracte. Presque tous les autres corps ressemblent en cela au soufre, de sorte que sous ce rapport l'eau doit être considérée comme une exception.

Le soufre ou l'eau en se solidifiant (en se congelant) passent l’un et l'autre brusquement de l’état liquide à l'état solide; la plupart des corps présentent ce phenomène, Cependant il y a des exceptions. Le verre, le fer et beaucoup d’autres minéraux commencent par devenir visqueux et mous avant de prendre l’état liquide, et

quelques-uns restent ainsi, quand bien même on fait varier de plus de 100° la température. C’est avec les propriétés du verre qu'il y a le plus d'avantage à étudier ces phénomènes ; au contraire, le passage subit des corps à l'état liquide doit être examiné dans l’histoire de l’eau et mieux dans celle du soufre. Si on laisse refroidir dans un vase du soufre en fusion, on observe qu’à partir de la température de 111° les parties du soufre liquide qui se solidifient traversent la masse fluide comme des rayons émanant de simples points du vase, et que de ces rayons il en part de nouveau d’autres. En effet, les parties de la masse fluide qui deviennent solides se juxtaposent dans des directions déterminées et forment des cristaux. Pour pouvoir examiner ces cristaux, il faut les isoler. A cet effet, on n’a qu’à laisser refroidir lentement du soufre fondu; après un certain temps la surface du liquide se recouvre d’une croûte, l’intérieur contenant encore du soufre liquide traversé par des cristaux. Le soufre liquide en se solidifiant peu à peu à son tour se contracte, at- ‘tendu qu’à l’état solide il occupe un volume moindre qu'à l'état liquide. Il en résulte des vides traversés par les cristaux qui s'étaient formés. Pour obtenir les plus beaux cristaux on laisse refroidir la masse fluide contenue dans un grand vase; on perce la croûte dont se recouvre la surface, après un certain temps on verse le soufre liquide en retournant le vase; la figure 30 fait voir la coupe d’une masse de soufre traitée de cette manière. Par cette methode on peut faire cristalliser un grand nombre de substances et determiner la forme des cristaux obtenus. Une autre methode pour obtenir les corps à l’état cristallin consiste à dissoudre le corps solide dans un menstrue. Le sucre, le sel de cuisine sont

des corps solides; arrosés d’eau, ils se dissolvent en formant un liquide parfait; si l'eau s’evapore ils sen séparent de nouveau sous une forme déterminée, en cristaux. De même què l'eau dissout ces substances et beaucoup d’autres, de même d'autres corps liquides dissolvent le soufre, d’autres, par exemple, le mercure, différens métaux. Le sulfure de carbone qui, comme le nom l'indique déjà ,est formé de soufre et de carbone, dissout le soufre; c’est un corps très volatil qui, exposé dans un vase ouvert, s’evapore très promptement. Une dissolution de soufre dans le sulfure de carbone en s’évaporant laisse déposer incessamment des cristaux de soufre.

La liquéfaction des substances solides, soit par la chaleur, soit par un menstrue quelconque n'est pas le seul moyen pour obtenir des cristaux, on peut atteindre le même but en faisant passer brusquement un corps gazeux à l'état solide. L'air étant refroidi au-dessous de o°, si de la vapeur d’eau vient à s’en séparer, ce n'est pas à l’état liquide sous forme de pluie qu’elle se dépose, mais bien à l’état solide sous celle de neige; il est reconnu que la neige jouit d'une forme déterminée. Il en est de même du soufre, si du soufre gazeux obtenu par l'éväporation du soufre, porté à une température élevée, se mêle avec l'air et se refroidit au-dessous de 1110 avant d'abandonner l'état gazeux, il ne se forme pas de corps liquide, mais bien un corps solide. Les cristaux de soufre se forment ainsi dans les environs des volcans où le soufre gazeux sort par les fentes de la terre.

Le soufre obtenu par ces trois méthodesest d’unaspect bien différent. Le soufre fondu perd après quelque temps sa transparence et devient d'une cassure matte.

Le soufre volcanique, comme en general le soufre qui se rencontre dans la nature et le soufre cristallise par l’evaporation d'une dissolution, est jaunätre, transparent et d’une cassure conchoide, clivable dans certaines directions. La forme du soufre naturel et de celui que fournissent les dissolutions est determinee par les huit faces P (fig. 31), selon lesquelles les cristaux sont en même temps clivables; c’est pour cette raison que ces faces se nomment faces primitives. La face r est également inclinée vers les faces adjacentes P; la face n est également inclinée vers les faces P de devant et de derrière, et les arètes qu’elles forment avec ces faces sont parallèles entre elles. Ilen résulte que si on connaït l'inclinaison des faces P les unes vers les autres (fig. 32) il est possible de calculer l'inclinaison des faces n et r vers les autres faces; les faces s se rattachent de même d'après une loi déterminée aux faces P. On nomme faces secondaires ces faces n, r et s dont les inclinaisons peuvent être calculées d’après celles des faces P. A la faveur d’une évaporation lente, les cristaux isolés se réunissent très souvent ensemble par leurs pointes, de manière à former des groupes qui ressemblent à des fils (ig. 33).

En mesurant l'angle de ces cristaux avec le goniometre à réflexion, instrument qui donne un haut degré d’exactitude, on trouve que dans les bons cristaux les inclinaisons des faces les unes vers les autres sont les mêmes de quelque endroit ou de duele, dissolution qu'on ait pris le soufre.

Les cristaux de soufre obtenus par voie de fusion sont d'abord jaunâtres, transparens et clairs, et ne prennent qu'après un certain Ve cette opacité qui caractérise le soufre du commerce. P et M (ig. 34) sont les face

primitives de cette forme, t,n et d en sont les faces secondaires. Le nombre, la symétrie et Yinclinaison des faces distingue essentiellement ces cristaux des autres.

Ces expériences prouvent, que lorsqu'un corps fluide se solidifie, les molécules de ce corps se juxtaposent d'une manière déterminée et forment un cristal. Nous nommons cristal un corps terminé par des faces planes et formé par une force inhérente à la matière.

Ces expériences montrent de plus, que l’arrangement des molécules d’un corps peut différer suivant la température à laquelle la solidification a eu lieu. C'est ainsi que le soufre, en se cristallisant vers 111°, prend une . forme différente de celle des cristaux produits a une température plus basse. .

La promptitude avec laquelle les cristaux du soufre fondu perdent leur transparence provient de ce que même à l'état solide les molécules se groupent ensemble pour produire la forme due à leur température. Voilà pourquoi le soufre naturel devient opaque quand on porte sa température à près de r11° en le chauffant dans une dissolution de sel qui bout vers 11r°.

Le soufre chauffé au-dessus de 111° présente un phénomene qu'on ne connait qu’à lui; un peu au-dessus de ııı° il est liquide, clair et jaune comme du sucein; à partir de 160° il commence à s’épaissir et à prendre une couleur brune, et chauffé un peu au-delà de 2000 il est tellement épais qu'on peut retourner le vase où il se trouve sans qu'il en sorte. La masse ne se contracte pas en même temps, car lesoufre se dilate sans interruption depuis son point de fusion jusqu'à celui de l’ébullition. Si on verse dans de l’eau froide le soufre devenu

SOUFRE. 4i

épais, on n'obtient pas une masse jaune cassante et cristalline, mais bien un corps brun, mou et visqueux, qui ne se solidifie et ne redevient semblable au soufre en bâtons ordinaire qu’au bout de quelques jours.

Comme le soufre brun visqueux ne diffère chimiquement en rien du soufre cassant , il résulte de cette expérience que la même substance traitée différemment peut avoir des propriétés toutes différentes.

Le soufre chauffé jusqu’à 420° entre en ébullition et se comporte ainsi sous ce rapport comme l'eau à 100° qui à cette température passe de l'état liquide à l'état gazeux. La pesanteur spécifique du soufre est de 6,651. Je montrerai plus tard comment on la détermine, et comment on en conclut que le soufre en passant à l'état gazeux occupe un volume environ 5oo fois plus grand. Un petit fragment de soufre suffit donc pour remplir un vase de vapeur de soufre. Si l'on chauffe donc du soufre dans une cornue a (ig. 35) avec une lampe à esprit de vin, par exemple, et qu’on en porte la temperature jusqu'au point de l’ebullition, une petite quantité de celui qu'on a introduit dans la cornue et que l'on transforme en gaz suffit pour remplir celle-ci de gaz sulfureux; si on continue la calefaction il se forme une plus grande quantité de ce gaz. Le gaz quiremplissait la cornue est refoule dans le col c; celui-ci jouit d’une température plus basse, non-seulement parce qu'il n'est pas exposé à la lampe, mais encore parce que l'air ambiant le maintient froid. Le gaz sulfureux en arrivant dans le col de la cornue s'y refroidit donc, et se dépose là où la température est encore au-dessous de 1 11° sous la forme d'une poussière dont l'air atmosphérique entraîne aussi une grande quantité dans le récipient ; mais dès que les

vapeurs chaudes qui continuent d'arriver ont élevé la température du col de la cornue jusqu'à rr1°, elles s’y condensent en soufre liquide qui ruissèle au fond du récipient 2. Or, on peut continuer l'ébullition jusqu'à ce que la totalité du soufre employé se soit peu à peu convertie en gaz; le soufre gazeux se refroidit continuellement dans le col de la cornue, s'y liquefie et s’ecoule dans le récipient 2. Si le soufre était mêlé avec de l'argile, du sable ou d’autres corps qui ne peuvent pas, comme lui, se gazeifier par une élévation de température, ces substances resteraient dans la cornue. Cette expérience montre bien clairement de quelle manière beaucoup de substances qu'une haute température peut rendre gazeuses et qui, étant refroidies, perdent cet état, sont susceptibles d'être séparées de celles qui ne se volatilisent à aucune température, ou bien qui ne prennent l’état de gaz qu’à une température beaucoup plus élevée ; cette opération se nomme distillation.

Les gaz oxigène, hydrogène et azote sont incolores ; le gaz sulfureux a au contraire une couleur déterminée. Si la distillation se fait de manière que le soufre liquide ne puisse pas rentrer dans la cornue, on voit que celle-ci se remplit d'un gaz brun.

L'eau exposée à l'air libre et sec s’évapore très promptement en s'y mêlant à l’état de gaz. Si cet air vient à se refroidir jusqu'à un certain point, par exemple, à une température supérieure de quelques degrés au point de congélation, la vapeur d’eau s’en sépare à l’état liquide sous forme de pluie; mais s’il se refroidit au-dessous de 0°, elle s’en sépare à l'état solide, non pas en grandes masses sous forme de glace, mais en petits cristaux sous forme de neige, par la raison que la vapeur d’eau est mêlée

d'air et qu'elle occupe d’ailleurs un volume beaucoup plus grand que l'eau solide. Les fleurs de soufre sont, par rapport au soufre ordinaire, ce que la neige est par rapport à la glace.

Le soufre s’evapore déjà quand il commence à se fondre et se mêle à l’état de gaz avec l’air atmosphérique chaud qui l'entoure. Aussitôt que cet air vient à se refroidir le soufre gazeux reprend l'état solide et on l’obtient sous forme d’une poudre légère, et consistant en cristaux très petits. Cette poudre s'appelle fleurs de soufre. On les prépare de la manière suivante dans les fabriques ( fig. 36) : on chauffe le soufre dans une chaudière en fer c, placée au-dessus d'une grille o sur laquelle on fait brûler de la houille, et entourée de maçonnerie de telle sorte que la chambre voütee A ne puisse presque pas participer à la chaleur du foyer auquel appartient la cheminée g. La porte n qui se ferme hermetiquement sert à remplir la chaudière de soufre. Le soufre chauffé continuellement prend alors peu à peu la forme gazeuse et se mêle avec l'air atmosphérique qui se trouve en d.au-dessus de la chaudière, Get air chaud étant beaucoup plus léger que celui de la chambre A entre dans celle-ci par la grande ouverture 5 et fait place à de l'air froid. Il en résulte un courant continuel qui remplace, par de l'air atmosphérique froid, l'air chaud, situé au-dessus de la chaudière et contenant des vapeurs de soufre. Cet air froid s'échauffe à son tour et ainsi de suite. L'air chaud en se rendant avec les vapeurs de soufre dans la chambre, s'y mêle avec de l'air froid et se refroidit; la vapeur de soufre se condense alors en une poudre fine et cristalline qui tombe au fond de la chambre. Après avoir converti par ce procédé une

grande quantité de soufre en fleurs, on retire celles-ci de la chambre par la porte p. Le feu doit être conduit avec soin et la chambre doit avoir une capacité de plus de 2000 pieds cubes, afin que l’air de la chambre n’atteigne jamais une température capable de faire fondre le Se, Il y a des circonstances dans lesquelles le me-, lange d'air et de rn de soufre peut s’enflammer. Alors la soupape e s’ouvre et prévient tout danger résultant d’une detonation.

On peut obtenir le soufre plus divisé encore en dissolvant dans l’eau une combinaison d’une partie de potassium et de 5 parties de soufre; on se procure cette combinaison en faisant fondre un excès de soufre avec du carbonate de potasse, ou en dissolvant du soufre dans une dissolution concentrée de potasse. Si l'on ajoute à cette dissolution de l'acide sulfurique très étendu, le potassium se combine avec l’oxigène de l'eau, et la potasse formée s’unit avec l'acide sulfurique. Il en résulte du sulfate de potasse. Quant à l'hydrogène de l'eau il s’unit avec une partie du soufre et forme du gaz hydrogene sulfuré qui se dégage. Les quatre autres parties du soufre se séparent à l’état de poudre tellement ténue qu'elle reste suspendue dans l’eau. L’extr&me ténuité de cette poudre provient de ce que dans la dissolution l'eau interposée tient à une grande distance les unes des autres les molécules du sulfure de potassium et de ce que ce même liquide écarte les unes des autres les molécules du soufre qui se sépare et qui est complétement insoluble dans l’eau.

La température du soufre peut être portée dans l'air atmosphérique jusqu'au point d’ebullition sans qu'il s’enflamme; si on le chauffe plus fortement, si, par

exemple, on le touche avec un corps chaud ou bien si, comme il arrive facilement, on laisse prendre une haute temperature aux vases dans lesquels il se fond, il se combine avec l’oxigene et forme un corps gazeux, savoir l'acide sulfureux. Outre cette combinaison il y en a encore trois autres qui sont pareillement des acides. Je présenterai dans une division à part l'histoire détaillée de ces combinaisons avec celle des autres acides.

Le soufre ne se combine pas directement avec l'hydrogene; on obtient les deux combinaisons qu'il forme avec ce gaz en décomposant des substances contenant du soufre. Elles sont toutes les deux acides, et seront aussi décrites avec les acides.

Le soufre se combine avec tous les corps simples hormis l'azote; avec quelques-uns il se combine même comme avec l’oxigène dans des proportions différentes mais également déterminées.

La combinaison du soufre avec beaucoup de métaux est accompagnée d'un dégagement de calorique et delumière. Lorsqu'après avoir fait bouillir du soufre dans un matras (fig. 37) de manière à remplir toute sa capacité de vapeurs sulfureuses on y introduit une bande très mince de cuivre, ce métal se combine avec le soufre; la combinaison formée devient fortement incandescente, se fond et forme une substance cristalline, cassante, qui est le sulfure de cuivre. Il résulte de cette expérience que les combinaisons de l’oxigène avec les corps simples ne sont pas les seules qui produisent du calorique et de la lumière; mais que ces phénomènes peuvent aussi avoir lieu lors des combinaisons chimiques d’autres substances les unes avec les autres; nous verrons par la suite que toute combinaison chimique engendre

du calorique, voire, si la quantité de celui-ci est suffisante, de la lumière.

Le soufre se combine à l'instar de l’oxigène avec d’autres corps simples et forme des bases et des acides qui se combinent entre eux et donnent des sels. L’arsenic, par exemple, et l'oxigène produisent de l'acide arsenique, le sodium et l’oxigène forment de la soude; l'acide et la base, en se réunissant, donnent un sel, l’arséniate de soude. De même l’arsenic et le soufre produisent un acide, le sulfide arsenique, le sodium et le soufre, une base salifiable, le sulfure de sodium; l'acide et la base se combinent et fournissent un sel soluble dans l’eau et cristallisable, nommé sulfarséniate de sulfure de sodium. Les différens degrés de combinaison du soufre établissent aussi un rapprochement entre ce corps et l'oxigène; de même que quelques corps à des degrés supérieurs d’oxigenation , par exemple , le peroxide de manganèse, abandonnent de l'oxigène quand on les chauffe, de même la pyrite de fer, combinaison du soufre avec le fer, abandonne du soufre par la calcination, et se transforme en une combinaison de fer et d’une moindre quantité de soufre. On utilise cette combinaison dans certaines localités pour obtenir ainsi du soufre. Néanmoins la quantité de soufre obtenue de cette manière en Europe est insignifiante en comparaison de celle qu'on retire de la Sicile et de la Pologne; dans les deux pays il se rencontre dans les terrains tertiaires à l’état de soufre réduit, c’est-à-dire à l'état de liberté de toute combinaison chimique, mais mélangé avec diverses substances dont on le sépare par voie de distillation. On fait fondre le soufre ainsi purifie, et on le verse à une température voisine du point de fusion dans des formes

SELENIUM. 47 en bois ou il se refroidit ; le commerce nous l’offre sous le nom de soufre en bâtons.

SELENIUM.

Ainsi que le soufre, le selenium peut affecter l’état solide, l’état liquide et l'état gazeux; solide à la température ordinaire, il est complétement liquide un peu audessus de 100°. Si on le laisse refroidir promptement il acquiert une surface miroitante et métallique, et une cassure vitreuse et conchoïde ; refroidi lentement il devient raboteux à la surface et d'une cassure grenue, matte. Quoique ceci indique un commencement de cristallisation, cependant la fusion et un lent refroidissement ne donnent pas des cristaux de sélénium. Toutes les substances qui, comme le sélénium, sont visqueuses avant de se solidifier cristallisent difficilement; un peu au-dessus de 100° le sélénium est liquide, a 100°, demi fluide et au-dessous de ce point, mou au point qu'on peut l’étirer en fils comme la cire à cacheter. La cristallisation consiste dans la juxtaposition des molécules d’une substance d’après une loi déterminée; plus un corps est fluide et par conséquent plus ses molécules sont mobiles, plus celles-ci ont de facilité pour se placer les unes à côté des autres dans une direction fixe; plus au contraire une substance est pâteuse, plus cette juxtaposition est difficile.

Les dissolutions, par exemple, la dissolution du sélenium dans l'acide sulfurique, fournissent des cristaux de ce corps; mais ils sont difficiles à déterminer.

Si on tire le sélénium en fils minces, ou bien si on

48 SELENIUM.

comprime une goutte de ce corps fondu entre deux plaques de verre, de manière à le réduire en couche très . mince, il est transparent et d'une couleur de rubis. L’acide sélénieux , degré d’oxidation du selenium, est soluble dans l’eau et susceptible d’être décomposé par l'acide sulfureux qui lui enlève son oxigene pour passer à l’état d'acide sulfurique; le sélénium se sépare alors de la dissolution sous forme d’une belle poudre rouge. Le sélénium gazeux étant refroidi dans l'air atmospherique donne également une poudre très divisée, dont la couleur est d'un rouge de cinabre, et qui est par rapport au sélénium ordinaire, ce que les fleurs de soufre sont par rapport au soufre. Cette poudre se contracte par la chaleur et devient d’un rouge beaucoup plus intense.

Le soufre est deux fois et le sélénium au-delà de quatre fois plus pesant que l'eau.

Le sélénium entre en ébullition à la température d’environ 700°; les vapeurs de sélénium qui se forment alors sont d'un jaune un peu plus foncé que le gaz chlore.

Le sélénium ne s’enflamme pas encore à la température de l’ebullition; chauffé dans l’air libre, il se volaulise, et forme en se refroidissant une fumée rouge qui est du selenium solide. A l'approche d'un corps en combustion il prend feu, brûle avec une flamme bleue et répand une odeur forte de raves due à la formation d’un oxide de sélénium.

Outre ce degré d’oxidation qui est peu connu, il y en a encore deux autres, l’acide sélénieux et l’acide selenique. Le selenium, en s'unissant avec l'hydrogène, forme un corps gazeux qui, de même que l'hydrogène sulfuré, appartient à la classe des acides. Ces acides seront décrits

SELENIUM. 49 avec les autres dans une division à part. Le selenium ne se combine pas avec l'azote; on ne connaît pas encore de combinaison de sélénium et de carbone. Il est facile de combiner le selenium avec le chlore, l’iode et le brôme.

La tenue du sélénium vis-à-vis des-autres substances est tellement analogue à celle du soufre, que je ne peux mieux faire que de rapporter les principales combinaisons de ce corps dans l’histoire des combinaisons du soufre.

On extrait le sélénium en partie du plomb sélénié, minéral qui se rencontre dans le Hartz, en partie du sediment, qui se forme dans les chambres de plomb dans lesquelles on fabrique l’acide sulfurique. J’indiquerai la préparation du sélénium en parlant du plomb selenie.

Le sélénium, considéré comme corps simple, jouit de propriétés, dont les unes lui donnent beaucoup de ressemblance avec le soufre, et particulièrement avec les corps non métalliques, tandis que les autres le rapprochent tellement des métaux proprement dits, qu'on doit le compter parmi ceux-ci. Ici il ne pouvait pas être séparé du soufre, parce que les combinaisons de ces deux corps avec d'autres substances donnent le meilleur exemple de la manière dont deux corps produisent deux séries de combinaisons dans lesquelles les membres correspondans, comme dans le cas actuel, les acides sélénique et sulfurique, par exemple, se ressemblent parfaitement par leurs propriétés.

Comme le soufre et le selenium, le phosphore est solide, liquide et gazeux selon la temperature. Entre 15 et 20° il est flexible comme de la cire, à 0° et au-dessous, il est aigre et d’une cassure cristalline. On obtient le phosphore en gros cristaux desa dissolution dans le sulfure de phosphore. A cet effet, après avoir fait fondre sous l’eau une partie en poids de soufre et deux parties de phosphore, on laisse refroïdir la masse liquide. La forme de ces cristaux est un dodecaedre rhomboidal (fig. 38), corps terminé par 12 parallélogrammes (A), semblables entre eux. En faisant bouillir de l'huile de pétrole purifiée préalablement par voie de distillation ou bien du chlorure de phosphore avec une quantité de phosphore plus grande que ces liquides n'en peuvent dissoudre, et en laissant refroidir la dissolution, on obtient également des cristaux de phosphore de la même forme. Ces expériences font voir que l'huile de pétrole, aussi bien que le sulfure et le chlorure de phosphore, dissolvent une plus grande quantité de phosphore à une température élevée qu’à une température plus basse.

Le phosphore est 1 3/4 fois plus pesant que l’eau ; presque entièrement incolore, il tire un tant soit peu sur le jaune.

A 35° il se fond, et à 290° il entre en ébullition et forme un gaz incolore. La pesanteur spécifique du phosphore gazeux est de 4,326.

Le phosphore se combine très facilement avec l’oxigène; à une température de 75° il commence à brüler

PHOSPHORE. 51 violemment ; frotte quelque peu il s’enflamme déjà. Il faut donc le traiter avec beaucoup de précaution , d’autant plus que les brûlures qu'il occasione sont des plus dangereuses. |

Si l’on tient quelques instans dans l'air libre un petit fragment de phosphore, essuyé préalablement entre plusieurs doubles de papier joseph, on voit pendant le jour, une nébulosité se former autour de ce corps et s'élever dans l'air; dans l'obscurité le phosphore aussi bien que la nébulosité deviennent lumineux. Si l’on trace quelques caractères avec un petit fragment de phosphore sur un fond obscur, par exemple, sur du papier noir, l'écriture luira pendant quelque temps dans l'obscurité; dès qu'elle aura cessé de paraître lumineuse, on peut la faire reparaître en y passant la main. Une telle écriture se conserve plus iong-temps entre deux plaques de. verre. Si l'expérence se fait en vase clos le phosphore cessera de paraitre lumineux au bout de quelque temps; mais pour peu qu'on fasse arriver de l'air frais, il recommencera à luire. Ge phénomène d’ignition est dû à une combinaison lente du phosphore avec l’oxigene de l'air : c’est une combustion lente.

Dans le gaz oxigène pur le phosphore devient lumineux quand on élève sa température à 24° ; mais alors il répand une lumière forte et s’enflamme facilement. Si on laisse du phosphore en contact avec du gaz azote ou avec un autre gaz quelconque, ces gaz acquièrent la propriété de luire aussitôt qu'on les mêle avec de l'air atmosphérique ; car, de même que l'eau se mêle en vapeurs avec d’autres gaz à une température inférieure au point de congélation, de même les vapeurs de phosphore se mêlent en petite quantité avec les autres gaz à la tempé-

rature ordinaire. Des qu'un pareil mélange obtient le contact de Fair, le phosphore gazeux s'empare de son oxigène et devient lumineux. Pour que le phosphore puisse se combiner avec l’oxigene à la température ordinaire, il paraît nécessaire que ce ÿaz soit dans un état de raréfaction, comme cela s’observe dans l'air atmosphérique, où ilest mêlé avec le gaz azote. Aussi le phosphore s’enflamme même dans l'air rarefie, par exemple, sous la cloche d'une pompe pneumatique, si on a eu la précaution de le saupoudrer de résine ou de le placer sur du coton ; mais pour que cet effet ait lieu il faut que la raréfaction se fasse promptement.

La propriété du phosphore de luire à la température ordinaire n’est pas sans intérêt, puisqu'elle fait voir que quelques corps peuvent se combiner entre eux sans avoir été chauffés préalablement, tandis que d’autres, par exemple, le soufre et le sélénium ne peuvent pas encore se combiner avec l'oxigène à la température de leur ébullition, et que d’autres enfin, le fer, par exemple, exigent une température rouge très forte pour présenter ce phénomène. En luisant ainsi, le phosphore produit un degré d’oxidation inférieur à celui qu'il forme quand il brûle avec une flamme très intense. Ce phénomène conduit donc encore à la conséquence intéressante, que suivant la température à laquelle le phosphore absorbe l'oxigène, il peut former deux degrés différens d’oxidation; à savoir , de l'acide phosphoreux, lorsqu'il luit, et de l’acide phosphorique, lorsqu'il brûle.

Outre ces deux degrés d’oxidation il y en a encore deux autres, l’acide hypophosphoreux et Toxide rouge de phosphore. |

Je décrirai tantôt les combinaisons du phosphore avec

PHOSPHORE. 59 l'hydrogène et avec le soufre, et plus tard dans l'histoire des métaux, quelques combinaisons intéressantes qu'il forme avec les substances métalliques. Le phosphore ne se combine pas avec l'azote.

Le phosphore se rencontre dans quelques minéraux et dans la plupart des plantes, et constitue un élément important dans l'organisme animal; car les os sont principalement formés de phosphate calcaire. C'est aussi des os qu’on l'extrait. On commence par les calciner avec le contact de l'air atmosphérique jusqu’à ce qu'ils aient acquis une blancheur parfaite. Cette opération a pour but d'éliminer les parties animales formées de carbone d’oxigene, d'azote et d'hydrogène. On verse un mélange de 30 parties d'eau et de 2 parties d'acide sulfurique concentré sur 3 parties d'os calcinés, qui contiennent encore du carbonate calcaire outre le phosphate de chaux. L’acide sulfurique se combine avec la totalité de la chaux qui était unie avec l'acide carbonique, et avec une partie de celle qui appartenait à l'acide phosphorique; l’autre portion de phosphate calcaire gagne une plus grande quantité d'acide phosphorique, et se transforme en phosphate acide de chaux. Le sulfate de chaux reste sous forme de dépôt insoluble, car une partie de ce corps exige 5oo parties d'eau pour se dissoudre. Le phosphate acide de chaux se dissout au contraire très facilement dans l’eau : on le sépare du sulfate de chaux en filtrant la liqueur. On concentre cette dissolution jusqu'à consistance sirupeuse, en l’evaporant dans une chaudière de fonte; puis on ajoute peu à peu une quantité de charbon égale en poids, au quart des os employés, et on chauffe le mélange en le brassant sans interruption Jusqu'au rouge naissant. On porte alors promptement la

OU

masse dans une cornue de grès a (fig. 39), au col de laquelle est adapte un tuyau large en cuivre (8). L’une des extrémités de ce tuyau reçoit le col de la cornue, l’autre recourbée à angle droit descend dans un flacon plein d’eau, de manière à n’y plonger que de quelques lignes. Le goulot de ce flacon est fermé hermétiquement à l’aide d’un bouchon percé de deux trous, dont l’un livre passage au tuyau de cuivre et dont l’autre est traversé par un tube de verre, destiné à éconduire les gaz qui se développent. On place la cornue de grès dans un fourneau à réverbère à fort courant d'air ; on pousse le feu graduellement et l’on finit par remplir entièrement le fourneau de charbons ardens. Le phosphate acide de chaux se décompose de manière qu'il reste du phosphate calcaire ordinaire. L'autre partie d'acide phosphorique cède son oxigène au charbon et forme de l'acide carbonique et de loxide de carbone quise dégagent. Le phosphore devenu libre, se condense à l’état liquide dans le col de la cornue et dans le tuyau de cuivre, et ruisselle au fond du flacon plein d'eau. Le tuyau de cuivre ne plonge que de deux lignes dans l'eau du flacon pour que ce liquide ne puisse pas rentrer dans la cornue chaude, si par quelque hasard elle venait à se refroidir. Supposons que ce cas arrive, il s’élèvera une quantité d'eau égale à celle qui occuperait une capacité du flacon de deux lignes de hauteur : cette colonne d’eau pourra en former une de deux pouces dans le tuyau de cuivre; mais alors il ne rentrera plus que de l'air atmosphérique qui, à la vérité, brülera un peu de phosphore, mais ne troublera pas l’opération.

On découpe en petits fragmens le phosphore obtenu et on le met dans des tubes de verre d'un diamètre à

peu près egal à celui d'un tube barométrique ordinaire, et dont une extrémité plus étroite que l’autre est fermée par un tampon. Après avoir versé dans le tube, contenant les petits fragmens de phosphore, une assez grande quantité d'eau pour qu'ils ne s’enflamment pas, on le plonge dans de l’eau bouillante. Le phosphore se fond, et les impuretés qu'il contient surnagent le phosphore liquide ; on plonge alors le tube dans de l’eau froide, et dès que le phosphore a repris l’état solide on enlève le bouchon et on pousse le phosphore hors du tube. On

coupe la partie supérieure du bâton de phosphore où se trouvent les impuretés.

On doit conserver le phosphore sous l’eau ; après un séjour de quelques années dans ce liquide, il s'entoure d'une écorce blanche. Le phosphore transparent engendre cette croûte blanche de la même manière que le soufre transparent donne du soufre opaque en bâtons, par exemple; cette croûte n'est donc formée que de phosphore. Le phosphore couvert d’une croûte semblable comme celui dont la couleur est rouge, peut être obtenu de nouveau parfaitement transparent. A cet effet, on n'a qu’à le plonger dans de l’eau bouillante acidulée d’acide nitrique.