LIV. I, CHAP. XVII, COMBUSTIONS

de l’hydrogène dans l’oxygène. 1 gramme d’hydrogène en brûlant développe 34 500 calories et produit 9 grammes d’eau ramenée à la température de 0°. Voyons à quelle température ces 34 500 calories pourraient porter les 9 grammes d'eau. Il faudra d’abord donner 100 calories à chaque gramme d’eau pour élever sa température à 100°, puis 540 pour le transformer en vapeurs sans changer sa température; à partir de ce point, chaque élévation de température de 1° nécessitera une absorption de chaleur égale à 0cal,475, ce nombre représentant, d’après Régnault, la chaleur spécifique de la* vapeur d’eau. C’est ce qu’exprime l’équation

dans laquelle T représente la température de combustion comptée à partir de 0°; d’où l’on tire :

T = 6800° environ.

Un raisonnement analogue nous montrerait que la température de combustion de l’hydrogène dans l’air est d’environ 2000°.

Les nombres qui expriment les températures de combustion de l’hydrogène et de l’oxyde de carbone dans l’air ou dans l'oxygène, mettent bien en évidence l’avantage résultant de l’emploi de l’oxygène dans la combustion lorsqu’il s’agit d’obtenir des températures élevées. Mais il faudrait bien se garder de croire à l’exactitude absolue des nombres obtenus dans les calculs précédents; ils sont bien supérieurs à ceux des véritables températures développées dans la combustion, et il est facile d’en donner la raison.

Lorsqu’on arrive à 6800° pour la température de combustion de l’hydrogène dans l’oxygène pur, on suppose que l’eau n’est pas meme partiellement décomposée à cette température ; une telle hypothèse n’est plus permise depuis la découverte de la dissociation (132). Il faut admettre, au contraire, que la combustion de l’oxygène s’effectuant sans perte aucune de chaleur, est incomplète et produit par conséquent une température inférieure à celle que nous avons calculée. Celte température T, qui peut dépendre de la température initiale des gaz, de leur pression et de toute autre circonstance que l’expérience révélera, est nécessairement liée à la proportion de gaz non combinés, par cette condition, que la pression de ces gaz dans le mélange soit égale à la tension de dissociation de l’eau à cette même température T.

La véritable température de combustion peut donc être très notable-

ment inférieure à celle que l’on admettait jusqu’ici pour la combustion du gaz oxhydrique, elle n’est certainement pas supérieure à 2800° l.

1 II. Deville et M. Debray ont déterminé approximativement la température de combustion de l’hydrogène dans l’oxygène en évaluant la quantité de chaleur que prend le platine quand on le maintient longtemps fondu dans la flamme du chalumeau à gaz oxhydrique. On coulait pour cela le platine dans une masse déterminée d’eau froide dont on déterminait l’élévation de température. Il est évident que la quantité de chaleur absorbée par l’unité de poids de platine fondu et amené à la température de la flamme dépend de la chaleur spécifique du platine à l’état solide et à l’état liquide, de la température et de la chaleur latente de fusion du métal. On connaît d’une manière assez approchée la chaleur spécifique à letat solide, la chaleur latente peut être calculée au moyen d’une formule empirique due à M. Herson ; on admet comme approximation que la chaleur spécifique à l’état liquide est la même qu’à l’état solide, et l’on arrive ainsi à trouver pour cette température un nombre inférieur à 2500°. Mais ces expériences, accompagnées d’explosions terribles, ne furent pas suivies d’assez près pour être bien décisives.

M. Bunsen est arrivé à un résultat assez voisin du précédent par l’étude des pressions qui se produisent dans un eudiomètre fermé au moment de l’explosion du mélange.

L’eudiomètre dont cet éminent chimiste s’est servi portait une soupape que l’explosion tend à soulever, mais que l’on maintient fermée avec un poids réglé de telle façon qu’en le diminuant un peu la soupape puisse s’ouvrir. On juge d’ailleurs qu’elle reste fermée ou qu’elle s’ouvre en plaçant l’eudiomètre sous l’eau. La valeur dû poids permet de déterminer d’une manière assez approchée, la pression qui se manifeste au moment de l’explosion dans le mélange gazeux et qui varie suivant que l’on introduit du gaz tonnant, pur ou mélangé d’une certaine proportion de gaz inerte.

Cette pression, jointe à la connaissance des quantités de chaleur dégagées dans là combustion de l’hydrogène, permet de calculer la température réelle de combustion^ c’est-à-dire la température produite par l’explosion et la proportion de gaz combinés.

Soient V le volume de l’eudiomètre, dans lequel nous supposerons, pour plus de simplicité, que l’on ait introduit du mélange tonnant pur et sec sous la pression 70 et à 0°, T la température de combustion, P la pression observée dans l’expérience et estimée en colonne de mercure, x la fraction du volume total qui entre en combinaison.

Si le volume du gaz restait le même avant et après la combinaison, le volume V tendant à devenir V(1 -f- a T) au moment de, l’explosion (a est le coefficient de dilatation du gaz), la pression P serait égale à 7Gx(l + *T) ; mais comme, au moment de l’explosion, le volume de la partie du mélange entrée en combinaison diminue d’un tiers, le volume restant serait en réalité

à T° et à7G, par conséquent, la pression dans le volume Y est (1) P=76(1+«T)(i-;!z).

On obtient une seconde relation entre x et T en écrivant que la chaleur développée dans la combustion de la fraction x du mélange sert à porter à T° le mélange non combiné et la vapeur d’eau formée ; on néglige le refroidissement causé par l’eudiomètre,