CHAPITRE VIII.— PEROXYDE D HYDROGÈNE

/que, dans une équation thermochiniique, chaque formule représente I une quantité d'énergie déterminée, et qu'il est permis, sans restriction, d'additionner des quantités d'énergie. Ce calcul suppose donc i uniquement la loi de la conservation de l'énergie.

Si l'on soustrait l'équation (i) de l'équation (2), on obtient

2H,o, ■+- 2H, = 4 n,o -h 2 X ssa^J,

ce qui signifie que dans l'oxydation de l'hydrogène au moyen de l'eau oxygénée, avec formation d'eau comme résultat, il se dégage 383''J par molécule-gramme d'eau oxygénée. Ici encore on calcule l'effel calorifique d'un phénomène qui ne peut être l'objet de mesures directes.

Comme on le voit par ces exemples, on peut, en se fondant sur quelques mesures, calculer les quantités de chaleur dégagées dans tout un groupe de réactions qui ont lieu ou pourraient avoir lieu entre les mêmes matières. Le nombre des calculs possibles croit très vite avec le nombre des mesures directes. Ces questions constituent l'objet d'une partie importante de la chimie scientifique, celle qu'on appelle tliermochiniie.

On rend le résultat des calculs aussi clair que possible en indiquant pour chaque composé le dégagement de chaleur (positif ou négatif) que produit ou que produirait la formation de ce composé à partir des éléments. Celte quantité est ce qu'on appelle la chaleur de formation, La chaleur de formation de l'eau est égale à 286**^, celle de l'eau oxygénée à iSg^i.

On indiquera dorénavant pour chacune des substances importantes sa chaleur de formation si elle est connue. Au moyen de ces chaleurs de formation on pourra calculer les phénomènes calorifiques dans les autres réactions auxquelles ces substances prennent part.

Qoo^Q:

CHLORE

Préparation par l'acide chlorhydrique et l'oxygène. — Occupons-nous de nouveau de l'acide chlorhydrique, dont nous nous sommes servis page 102 pour la préparation de l'hydrogène. D'après nos expériences, il entre de l'hydrogène dans cette substance. Elle contient en outre un autre élément, le chlore, dont nous n'avons pu, î'i ce moment, constater l'existence parce qu'il entrait en combinaison avec le zinc; c'est précisément cette circonstance qui permettait à l'hydrogène de se dégager.

Pour obtenir ce second élément, il nous faut opérer de la manière inverse : faire entrer l'hydrogène en une combinaison isolable, et mettre ainsi le chlore en liberté. Il est possible que nous obtenions ce résultat en faisant agir sur l'acide chlorhydrique Voxygène, Si cette expérience produisait l'effet souhaité, nous aurions, au lieu de

Fis. 58.

Facide chlorhydrique et de l'oxygène, de l'eau et du chlore, et notre but serait atteint.

En fait, cette réaction est réalisable. Faisons passer (Jig- 58) un

igS CHAPITRE IX.

courant d'air à travers un flacon rempli d'acide chlorhydrique ^oncentr^ et légèrement chauffé; il se produit par vaporisation un mélange d'air et d'acide chlorhydrique. Ce mélange passe dans le tube B, qu'on a rempli de pierre ponce. Pour une raison que nous indiquerons dans un instant, cette pierre ponce a été imbibée d'une solution de sulfate de cuivre, puis calcinée. L'appareil étant mis en marche, il sort du tube un mélange d'air, de vapeur d'eau et d'une nouvelle matière, qui révèle sa présence par son odeur extrêmement désagréable. Elle possède en outre la propriété de colorer instantanément en brun foncé une solution d'iodure de potassium (p. 56). Elle décolore des papiers imprégnés de couleurs végétales, comme le tournesol; et, sous son action, les surfaces métalliques polies, même le mercure et l'argent, sont altérées. Cette substance nouvelle est l'élément que nous cherchons, le chlore.

Les quantités de chlore que l'on peut obtenir de cette façon sont faibles. De plus le chlore obtenu est impur, puisqu'il est mélangé avec l'air en excès. Aussi ce procédé n'est-il pas propre à la préparation du chlore destiné aux recherches de laboratoire, et nous ne l'avons exposé qu'à cause de la simplicité de la réaction.

L'application du sulfate de cuivre sur la pierre ponce a pour bul d'accélérer la réaction entre l'acide chlorhydrique et l'air, car le sulfate de cuivre joue dans ce phénomène un rôle catalytique analogue à celui du platine placé dans le mélange tonnant (p. 124).

Ce procédé de préparation du chlore par l'acide chlorhydrique et l'air est employé en grand dans l'industrie; on l'appelle procédr Deacoriy du nom du chimiste qui l'a mis en œuvre.

Autre procédé de préparation du chlore. — On obtient un meilleur rendement et un produit plus pur en employant, pour transformer l'acide chlorhydrique, non plus l'oxygène gazeux de l'air, mais des composés de l'oxygène mieux appropriés à cet usage. On peut prendre à cet effet la plupart des matières que nous avons en l'occasion de signaler comme sources d'oxygène. La plus commode est le J)i oxvde de manganèse, composé riche en oxygène du manganèse, métal analogue au fer (p. 65). Ce bioxyde existe en abondance dans la nature et sert à des usages industriels variés.

Le ballon A {fig- Sg) contient du bioxyde de manganèse en gros morceaux; on le chauffe doucement au bain-marie. L'acide chlorhydrique est contenu dans l'entonnoir B; un robinet permet de le faire couler à volonté sur le bioxyde. Le gaz qui se dégage sort par le tube C, traverse le flacon laveur D qui retient l'acide chlor-

Qoo^Q:

CHLOnE.

itn)

hydrique mélangé au chlore, et se dessèche en E sous Taclion de Tacide sulfurique.

Un procédé encore phis commode pour oblenir le chlore consiste à employer la chaux chlorée. Cette subslance, quand on l'arrose à froid d'acide chlorhydrique, fournit un abondant déj^agement de chlore.

On se sert d'un simple llacon rempli en parlie de chlorure de calcium et pourvu d'un entonnoir à robinet où l'on met l'acide rhlorhydrique conrentré. A mesure que Ton fait couler l'acide sur le chlorure, le gaz se dégage.

Nous ne pourrons donner que plus tard la théorie de cette réaction; indiquons seulement pour le moment qu'il s'agit ici encore d'une oxydation de l'acide chlorhydrique, dont l'hydrogène donne de Teau par combinaison avec l'oxygène.

Propriétés du cMore. — On obtient ainsi une matière à l'état gazeux, de couleur jaune verdàtre, et qui se distingue par des caractères très frappants de tous les gaz que nous avons étudiés jusqu'ici. Il possède à un haut degré l'odeur désagréable que nous avons déjà remarquée; il exerce sur la muqueuse de la bouche et celle du nez une action caustique; aussi est-ce un gaz toxique et dangereux. On ne peut le recueillir sur l'eau comme l'oxygène et l'hydrogène, car il est assez soluble dans l'eau. Pour d'autres gaz solubles dans l'eau, on se sert du mercure, mais on ne peut employer le mercure dans le cas du chlore, car il se combine instantanément avec ce gaz. Pour le recueillir, on tire parti de sa grande densité : si on l'envoie au fond d'un flacon bien desséché, il reste dans le bas du flacon et peu à peu il en expulse l'air qu'il contenait. On peut suivre la marche de l'opération au moyen d'un papier blanc qu'on met derrière le flacon, car le chlore, avec sa couleur verte, se distingue nettement de l'air incolore. Quand un flacon est plein, on le ferme au moyen d'un bouchon de verre rodé et enduit de vaseline, et l'on passe à un autre flacon.

Comme il s'échappe toujours un peu de chlore dans l'air au cours de l'opération, il faut l'exécuter, soit dans un endroit où la circulalion des gaz soit bien assurée, soit à l'air libre. On peut aussi fermer le flacon que l'on remplit par un bouchon percé de deux ouvertures, l'une pour le tube d'arrivée du chlore, l'autre pour un tube de sortie; il est facile alors d'éviter l'action nocive du chlore qui s'échappe eu le conduisant dans un flacon laveur rempli de lessive de soude.

Comme le suppose l'emploi de ce procédé, la densité du chlorr gazeux est sensiblement plus grande que celle de l'air. Le poids molaire du chlore, d'après les mesures efi'ectuées, est 71 . Ce gaz est donr à peu près 2,3 fois plus lourd que l'oxygène (dont le poids molaire est 82) et 2,5 fois plus lourd que l'air.

Le chlore difl'ère encore des gaz précédemment étudiés en ce qu'il suit beaucoup moins exactement les lois des gaz. Comme tous les gaz de grande densité, il présente par rapport à ces lois des écarts notables, même dans les conditions ordinaires; l'accroissement de la pression ou l'abaissement de la température augmentent la densité du chlore plus que ne l'indiqueraient les lois générales.

A cela se rattache ce fait que le chlore passe à l'étal liquide assez facilement. A o**, il suffit d'une pression de 3"*"*, 7; à la température ordinaire d'un laboratoire (18"), la pression nécessaire est 16**"*, 5; cl c'est seulement à i4(>*' qu'on arrive à la température critique, audessus de laquelle le chlore ne se liquéfie sous aucune pression. Lit pression la plus élevée sous laquelle le chlore peut exister comme gaz auprès de chlore liquide, en d'autres termes sa pression critique, est 94"^"*.

Ces propriétés du chlore permettent de le liquéfier, de le conserver

et de l'expédier dans des récipients de fer à l'épreuve de pressions

beaucoup plus fortes. Quoique, dans les conditions ordinaires, grâce

I à l'humidité, le chlore se combine vivement avec tous les métaux,

V / cependant le ohlore desséché avec soin est si inactif qu'il n'y a au-

Y cune difficulté à le conserver dans des récipients métalliques. On

peut placer sur ces récipients un robinet permettant d'en faire sortir

un courant gazeux réglable à volonté {fig* 3^, p. 122); on s'épargne

ainsi la peine de préparer du chlore, ce qui est onéreux quand on en

veut de grandes quantités.

Le cas du chlore n'est pas le seul où l'eau joue un rôle de ce

4;enre; dans beaucoup de réactions, c'est seulement en présence d'un

peu d'eau que la vitesse devient assez grande pour qu'on obtienne

des résultats observables au bout d'un temps assez court. Tous ces

■' faits se rangent parmi les phénomènes calalyliques (p. 12^).

Qoo^Q:

CHLORE

Le chlore liquide présente la couleur vert jaune du chlore gazeux a\ec une intensité encore bien plus marquée. C'est un liquide huileux dont la densilé est i,56.

A basse température, le chlore liquide se transforme en une substance solide, cristalline, qui a la même coloration vert jaune que le chlore liquide ou gazeux.

Solubilité dans Teau. — Le chlore est assez soluble dans Teau ; dans les conditions ordinaires, i^ d'eau dissout environ 3' de chlore. Cette solution présente Todeur et le goût du chlore gazeux, ainsi que ses propriétés caustiques et décolorantes; on l'appelle eau de chlore et elle sert à divers usages en chimie et en médecine. Comme il est de règle pour les gaz, le chlore se dissout en plus grandes quantités aux basses températures qu'aux températures élevées.

Des recherches précises sur le cldore en solution aqueuse ont montré qu'il n'y a pas simplement solution, mais qu'il se produit des réactions chimiques entre le chlore et l'eau. Nous ne pourrons entrer dans plus de détails à ce sujet qu'après avoir décrit les composés du chlore.

Décomposition de Teau de chlore à la lumière. — L'eau de chlore «lemande à être conservée à l'obscurité, car, sous l'influence de la lumière, elle subit ime décomposition remarquable. Le chlore se combine alors avec l'hydrogène de l'eau en donnant de l'acide chl orhydrique, et de l'oxygène est mis en liberté. Sous la lumière intense <lu soleil et en solution saturée, le phénomène est si rapide que l'oxygène se dégage en pétillant comme l'acide carbonique de l'eau de seltz. Si Ton recueille le gaz, il est facile de s'assurer de sa nature chimique en l'employant à rallumer un bout de bois en ignition.

Les cas de ce genre, où l'action de la lumière détermine ou accélère des réactions chimiques, constituent ce qu'on appelle des phénomènes photochimiques, et la science dont ils font l'objet est la photochimie. Ils jouent un grand rôle dans la nature et dans l'industrie. D'une part, la vie des plantes vertes repose sur des phénomènes photochimiques, comme le prouve le fait que ces plantes ne peuvent pousser cpiand elles sont privées de lumière; d'autre part, les phénomènes photochimiques sont la base de la photographie, dont dépendent plusieurs arts et qui a aujourd'hui des applications importantes dans les ordres d'étude les plus variés.

L'action de la lumière sur l'eau de chlore consiste vraisemblablement à accélérer une décomposition qui spontanément se produit avec lenteur. En efl'el, même dans l'obscurité, cette décomposition

Qoo^Q:

est appréciable, et les conditions d'équilibre chimique sont telles i[ue de l'acide chlorhydrique dilué et de l'oxygène constituent un '. système plus stable que de l'eau contenant du chlore en solution.

Les différentes sortes de lumière n'exercent pas une action égale sur l'eau de chlore. Les rayons rouges sont à peu près sans action, tandis que les rayons bleus et violets, ainsi que les radiations de longueur d'onde encore plus petite, celles qu'on appelle rayons u liraviolets, produisent des effets beaucoup plus intenses. On observe dans beaucoup de phénomènes photochimiques des inégalités analogues. Ce serait cependant une erreur de considérer les rayons de courte longueur d'onde comme les radiations chimiques par excellence. liC domaine de rayons qui exerce le plus d'action chimique est absolument variable avec le phénomène chimique étudié. En particulier pour le plus important des phénomènes photochimiques, l'assimilation chez les plantes vertes, c'est sous l'influence de la lumière jaune et rouge qu'elle a lieu avec le plus d'intensité.

Si l'on rapproche de la décomposition de l'eau de chlore le phénomène décrit page 197, dans lequel du chlore et de l'eau se forment aux dépens de l'acide chlorhydrique et de l'oxygène, il semble qu'il y ait contradiction avec notre avant-dernier paragraphe; en effet, dans le phénomène de la page 197, la transformation inverse avait lieu, et le système chlore et eau était plus stable que le système acide chlorhydrique et hjrrVrjfSgène. La différence consiste en ce qu'il s'agissait alors d'acide chlorhydrique gazeux, tandis que, dans le cas présent, nous avons une solution aqueuse diluée d^Acide chlorhydrique. La stabilité d'un composé est généralement beaucoup plus grande à l'état de solution qu'à l'état pur, et par suite les réactions peuvent avoir lieu dans un sens ou dans l'autre, selon que l'un ou l'autre de ces états se trouve réalisé.

Hydrate de chlore. Loi des phases. — Quand on amène du chlore à l'état gazeux sur de l'eau à la température de la glace (il convient qu'il nage quelques morceaux de glace dans le liquide), on voit bientôt se séparer une matière verdàtre, cristalline, composée de chlore et d'eau. Elle répond à la formule Cla-f- 8H2O et on l'appelle hydrate de chlore. Sous la pression atmosphérique, elle n'est stable que jusqu'à H-9°,6; portée à une température plus élevée, elle se décompose en donnant du chlore gazeux, qui s'échappe, et de l'eau saturée de chlore, qui reste dans le récipient. En augmentant la pression, on peut conserver l'hydrate de chlore à des températures plus élevées. Si, au contraire, on diminue la pression, la température

CHLORE. 9.0

niaxima de stabilité s'abaisse : à chaque température correspond donc une pression déterminée du chlore gazeux pour laquelle l'hydrate de chlore est encore stable.

Ces relations présentent la plus grande analogie avec celles qu'on observe dans le cas d'un liquide elde sa vapeur (p. 142). Dans ce cas, à l'existence simultanée du liquide et de la vapeur correspond une certaine pression maxima, qui croît quand la température s'élève, mais qui est indépendante des quantités relatives ou absolues des deux phases en présence. Dans le cas actuel, la stabilité de l'hydrate de chlore, en présence du chlore gazeux et de la solution, dépend d'une certaine relation entre la pression et la température, et les rapports de quantité n'ont aucune importance.

La seule différence consiste en ce que, dans cet équilibre, ce ne sont pas deux phases qui sont en présence (p. i53), mais trois phases, savoir l'hydrate de chlore, l'eau saturée de chlore et le chlore gazeux. Cela tient à ce qu'il ne s'agit pas de l'équilibre d'une matière unique, comme dans le cas de l'eau, mais de l'équilibre de deux matières, l'eau et le chlore. Le nombre des phases qui peuvent subsister simultanément croît en même temps que le nombre des matières eu présence.

Nous avons vu que soit de l'eau liquide et de la glace, soit de l'eau liquide et de la vapeur d'eau, ce qui fait toujours deux phases de l'eau, peuvent subsister simultanément à rfiVer^e^ températures, mais que les trois phases, eau, glace et vapeur, ne peuvent exister ensemble qu'à une température unique. De même ici, trois phases peuvent exister ensemble à des températures diverses, et il doit exister un point unique pour lequel quatre phases peuvent subsister à la fois. On trouve un point de ce genre en prenant la glace comme ([uatrième phase. A la température — o**, 24, on peut avoir à la fois de la glace, de l'hydrate de chlore, de l'eau de chlore et du chlore gazeux. Mais cette réunion n'est possible qu'à cette température; si Ton élève la température, la glace disparaît, et nous n'avons plus que trois phases; si on Tabaisse, l'eau de chlore disparaît en donnant de la glace et de l'hydrate de chlore, et il ne reste de nouveau que trois phases.

De même que la température, la pression est déterminée en ce point : elle est de 24*^'", 4- Si on l'augmente, le chlore gazeux disparaît; si on la diminue, c'est une des autres phases qui disparaît.

Tout se passe donc comme dans le cas d'une seule matière, sauf que le nombre des phases est supérieur d'une unité, de même que le nombre des parties constitutives du système. C'est là un cas d'une

Qoo^Q:

ao} CHAPITRE l\.

l(»i tout à fait générale, qui a été établie par W. Gibbs. Celte loi des phases s'exprime par Téquation suivante :

P représente le nombre des phases, F le nombre des libertés (au sens expliqué p. i53), B est le nombre des parties constitutives du système considéré. Quand il n'y a qu'une partie constitutive, la somme des [)hases et des libertés est égale à 3, c'est-à-dire que des systèmes composés d'une phase ont deux libertés, les systèmes composés de deux phases ont une liberté, les systèmes composés de trois phases n'ont aucune liberté; ce qui se vérifie dans le cas de l'eau et de toute substance qui se présente dans plusieurs états physiques. Dans les systèmes où entrent deux parties constitutives, il faut quatre phases pour qu'il ne subsiste plus aucune liberté, et chaque système de trois phases possède une liberté; exemple : le système formé pari'eaii et le chlore. Nous appliquerons souvent dans la suite cette loi importante.

Propriétés chimiques du chlore. — Le chlore possède une grande activité chimique et la manifeste dès la température ordinaire, en quoi il diffère de l'oxygène. Cette différence ne tient pas à ce que l'action du chlore sur les autres substances rend disponibles des quantités d'énergie beaucoup plus grandes qu'il ne s'en dégage dans les réactions correspondantes de l'oxygène ; au contraire, l'énergie dégagée est, dans les deux cas, sensiblement égale. L'excès d'activité du chlore se réduit à ce que ses réactions sont beaucoup plus rapides que celles de l'oxygène à la température ordinaire.

On peut se rendre compte de cette action immédiate par des expériences de combustion qui ont la même allure que les expériences analogues faites avec l'oxygène, sauf qu'il est inutile d'enflammer préalablement les substances qui réagissent avec le chlore : elles s'enllamment d'elles-mêmes.

Par exemple, des feuilles métalliques composées principalement de cuivre (fausses feuilles d'or) entrent immédiatement en incandescence (piand on les jette dans un flacon qui contient du chlore, et il se forme une combinaison de chlore et de cuivre.

L'antimoine donne une pluie de feu quand on le jette en poudre fine dans le chlore. Le phosphore qu'on introduit dans du chlore s'enflamme spontanément et brûle avec une flamme pâle en donnant une matière solide, d'un blanc verdâtre, qui se dépose sur les parois du flacon.

CHLORE

Combustions sans oxygène. — Ces phénomènes présentent les mêmes caractères essentiels que les combustions dans le gaz oxygène. Il faut conclure de là que la combustion au sens large du mot ne suppose pas la combinaison avec l'oxjgène. D'autres réactions chimiques peuvent donner lieu aux mêmes phénomènes, pourvu qu'elles soient assez rapides et qu'elles s'accompagnent d'un dégagement de chaleur assez grand pour que les produits de ces réactions soient portés à l'incandescence, c'est-à-dire au moins à 5oo**.

Quand, dans ces conditions, il se forme des gaz, on a le phénomène de la flamme, qui résulte de l'incandescence des gaz. Dans le cas contraire, on voit seulement des masses solides ou liquides en incandescence, comme dans la combustion du fer (p. ^j).

En se rappelant ce qui a été dit, page 78, au sujet des combustions rapides, on comprend tout de suite que les caractères particuliers des réactions du chlore tiennent à ce que leur vitesse est déjà considérable à la température ordinaire.

Chlorures. — Le chlore se combine avec la plupart des éléments de la même manière qu'avec ceux que nous avons cités.

Ce sont surtout les métaux qui donnent des combinaisons avec le chlore. Si un élément s'unit avec des quantités différentes de chlore, on nomme la combinaison la plus connue chlorure. S'il y en a une qui contient moins de chlore, on la nomme sous-chlorure; s'il y en \\ une qui contient plus de chlore, on Ya\\\)e\\e perchlorure, etc.

Parmi les divers composés que peut donner le chlore, nous citerons encore un exemple. Quand on met dans un tube du métal appelé sodium, et que, dans ce tube chauflié, on fait passer un courant de chlore, les deux éléments se combinent d'une manière très vive et avec un grand dégagement de chaleur. Le produit de cette réaction est une matière blanche, cristalline, qui se dissout facilement dans l'eau. Elle a un goût salé et ne diffère à aucun égard du sel marin ordinaire. Le nom chimique du sel marin est donc chlorure de sodium^ puisque ce produit a pour éléments le chlore et le sodium.

Chlore et hydrogène. — Un des plus importants composés du chlore est celui qu'il forme avec l'hydrogène. Si l'on enflamme un courant d'hydrogène et qu'on fasse arriver. la flamme dans ime éprouvette contenant du chlore {/ig- 60) l'hydrogène continue à brûler, mais la couleur de la flamme passe du bleu au vert blanchâtre. La combustion se poursuit un certain temps, puis la flamme s'éteint, el, à ce moment, on ne voit plus dans l'éprouvelte la couleur verdâtr.r

du chlore. A sa place on trouve un gaz incolore, qui forme d'épaisses fumées blanches au contact de Tair humide, el qui est absorbé par Kig, Go. l'eau beaucoup plus facile-

ment que le chlore. En niellant un peu d'eau dans Téprouvelte, on obtient un liquide de saveur forlemenl acide. Ce liquide ne décolore pas le papier bleu de lournesol, comme fait le chlore, mais il le fait virer

Il est facile de deviner ce qu'a produit cette combuslion de Thydrogène dans le chlore. Nous avons vu précédemmenl que l'acide chlorhydrique donne du <hlore et de l'hydrogène ; il faut donc s'attendre à ce que le produit (le la réaclion du chlore et de l'hydrogène soit de l'acide chlorliy- (bique.

En fait, la solution dans l'eau du produit obtenu présenle les mêmes propriétés que l'acide chlorhydrique. Diluée, elle a une saveur fortement acide et rougit le papier bleu de tournesol. Il est vrai qu'un {;rand nombre d'aulres substances ont les mêmes propriétés ; mais on peut se convaincre par des réactions propres à l'acide chlorhydrique (|ue c'est bien celle substance seule qui résulle de la combustion de l'hydrogène dans le chlore.

Formation indirecte d'acide chlorhydrique. — Il n'est pas nécessaire que l'hydrogène se trouve à Tétat libre pour que le chlore entre en combinaison avec lui; dans un grand nombre de réactions il y a formation d'acide chlorhydrique par action du chlore sur des composés de l'hydrogène.

La décomposition de l'eau par le chlore à la lumière (p. 201) nous a déjà fourni un exemple de ce genre de réactions. Une expérience plus frappante consiste à placer un papier aspergé d'essence de térébenthine dans un flacon où il y a du chlore. Cette substance est un composé de l'hydrogène et du carbone; au bout de quelques instants le chlore se combine à l'hydrogène avec grande élévation de température et en donnant une flamme rouge sombre; en même temps le

CHLORE

carbone se dépose sous forme de noir de fumée. Il s'est formé de l'acide chlorhydrique, car, si Ton arrose d'eau le contenu du flacon, Il solution présente exactement les mêmes propriétés que le produit de la combustion de l'hydrogène dans le chlore.

La combustion de la cire à bougie dans le chlore repose sur le même phénomène. Cette cire, elle aussi, est formée essentiellement d'hydrogène et de carbone (elle contient, en outre, un peu d'oxygène). Quand on introduit dans un flacon rempli de chlore une bougie allumée, elle continue à brûler, mais la flamme devient rouge sombre et projette de grandes quantités d'une fumée noire, qui est du charbon, parce que dans ces conditions le chlore ne peut se combiner avec le carbone. Dans ce cas également, il est facile de vérifier qu'il s'est bien produit de l'acide chlorhydrique.

La propriété que possède le chlore d'enlever leur hydrogène aux matières qui en contiennent, et par suite de les détruire, c'està-dire de les transformer en d'autres substances, donne lieu à diverses applications industrielles importantes.

D'une part, le chlore est employé comme décolorant. Les fibres végétales dont on fait des tissus et du papier ne sont généralement pas incolores, et l'on a besoin de les avoir incolores, soit pour les employer dans cet étal, soit pour leur donner d'autres colorations. Pour les débarrasser de leurs colorants naturels, on les traite par le chlore, qui retire à ces colorants leur hydrogène et les transforme ainsi en substances non colorées.

En même temps qu'il enlève l'hydrogène, le chlore exerce une action oxydante^ }j:râce à l'eau qui, comme nous Tavons déjà vu, est décomposée par le chlore avec dégagement d'oxygène. Si ce phénomène a lieu en présence de substances aptes à former des composés oxygénés, ces composés se forment beaucoup plus facilement; en d'autres termes les matières sont oxydées.

D'un autre côté, on emploie le chlore pour désinfecter et pour stériliser. Cette application repose, elle aussi, sur la perte d'hydrogène ou l'oxydation qu'éprouvent, sous l'action du chlore, certaines matières nuisibles par leur odeur, ou à d'autres points de vue.

En particulier le chlore est un poison violent pour les micro-organismes, dont l'action produit la putréfaction, la décomposition, etc., et qui jouent un rôle dans la propagation de certaines maladies. Ce qui, malheureusement, limite beaucoup cet emploi du chlore, c'est (|u'il est aussi très nocif pour les organismes supérieurs et que l'action énergique du chlore peut avoir des conséquences très fâcheuses.

Qoo^Qi

Composition de Tacide chlorhydrique. — A la combinaison du chlore et de l'hydrogène s'applique la loi de Gay-Lussac sur la simplicité des rapports de volume dans les réactions des gaz entre eux (p. i65). En fait, le chlore et l'hydrogène se combinent à volumes égaux, et l'acide chlorhydrique gazeux ainsi formé occupe le même volume qu'occupait auparavant le mélange des deux gaz. Tandis que pour l'eau la formation avait lieu avec diminution de volume dans le rapport de 3 à 2, nous avons ici une combinaison sans changemeut de volume. On aura donc le poids molaire du gaz chlorhydrique en divisant par 2 la somme des poids molaires du chlore et de l'hydrogène. Voici les nombres que l'on obtient :

Cl«-+-IP = 'ïHCI, 70,90-1-2,02 = 2 X 36,40.

On peut se convaincre de l'exactitude de ces résultats soit par analyse, en décomposant l'acide chlorhydrique, soit par synthèse, en formant l'acide chlorhydrique à partir de ses éléments.

Si l'on fait passer, au moyen de deux lames de platine, un courant dans un récipient rempli d'acide chlorhydrique, il apparaît à l'une des plaques du chlore, à l'autre de l'hydrogène. Le courant I fournit autant d'énergie qu'il en avait été dégagé par la formation * de l'acide chlorhydrique au moyen de l'hydrogène et du chlore, et ( par la dissolution du gaz chlorhydrique dans l'eau ; il permet ainsi aux deux éléments de se séparer et de revenir à l'état libre. Nous étudierons plus tard de plus près les détails de ce phénomène ; pour le moment, retenons seulement le fait que sous l'action du courant électrique l'acide chlorhydrique est décomposé et que ses éléments se dégagent.

On exécute l'expérience dans l'appareil représenté par la figure 3(> (p. i65). Au commencement de l'expérience, quand après avoir rempli l'appareil d'acide concentré on ferme le courant, on voit d'abord se dégager à une électrode un gaz qui est de l'hydrogène. A l'autre électrode on voit seulement apparaître une teinte jaune verdâtre, parce que le chlore se dissout dans l'acide chlorhydrique. Peu à peu la solution arrive à être saturée de chlore, et les gaz se dégagent régulièrement sur les deux lames de platine qu'on appelle électrodes. Si Ton a retiré, en ouvrant les robinets, les gaz qui se sont dégagés pendant la première période, on reconnaît aisément que, dans un temps donné, les deux branches de l'appareil se remplissent également de gaz, et qu'ainsi, dans la décomposition de l'acide chlorhydrique, il se dégage bien des volumes égaux des deux gaz.

CHLORE

L'un de ces gaz est bien de l'hydrogène, comme on le voit par la ilamme bleue qu'il donne en brûlant dans l'air. Quant à l'autre gaz, sa couleur particulière indique déjà que c'est du chlore, ce que confirment son odeur et la décoloration du papier de tournesol.

Formation de l*acide chlorhydrique à partir des éléments. — Si l'on a un mélange à vojumes égaux de chlore et d'hydrogène préparés séparément, on peut enflammer ce mélange, de la même manière que le gaz tonnant, par une étincelle électrique, et il se transforme intégralement et avec explosion en acide chlorhydrique. Ce phénomène présente plusieurs points remarquables.

Le mélange à volumes égaux de chlore et d'hydrogène, qu'on peut appeler gaz tonnant au chlore en raison de l'analogie que nous avons signalée, n'a pas besoin d'une élévation de la température pour se transformer en acide chlorhydrique; la lumière jouit aussi de la propriété de produire cette combinaison. Un éclairement faible, comme la lumière difl'use d'un laboratoire, a une action assez lente i un fort éclairement, comme les rayons solaires, agit au contraire si rapidement qu'il se produit une explosion violente.

On peut réaliser l'expérience sous la forme suivante : on remplit de chlore, par le procédé habituel, un flacon de verre, et l'on remplit d'hydrogène un flacon d'égale contenance. Dans une chambre faiblement éclairée par une bougie placée à l'écart, on enlève les bouchons des deux flacons et l'on place le flacon d'hydrogène, l'ouverture en bas, sur le flacon de chlore. Pour que la fermeture soit plus hermétique, on peut mettre entre les deux fla- Fig. 61.

cons un anneau de caoutchouc; et, pour que le système soit plus maniable, on peut le serrer dans un cadre {fig* 61). Après avoir opéré le mélange des deux gaz en retournant plusieurs fois l'appareil, on sépare les deux flacons, on les bouche et on les enveloppe de papier noir ou de carton bien opaque.

Si l'on expose l'un des deux flacons directement à la lumière du soleil (après avoir pris des précautions pour que les débris de verre qui se disperseront ne causent aucun dégât), il se produit une explosion violente. Si on laisse l'autre flacon découvert dans un coin d'une pièce modérément éclairée, il ne s'y passe en apparence aucune réaction. Mais, au bout d'un certain temps, qui dépend de l'intensité de la lumière, la couleur verte du chlore a disparu et le contenu du flacon csl O. i4

Qoo^Q:

devenu incolore. Si Ton engage sous le mercure le col du flacon et qu'on enlève le bouchon, il ne sort pas de gaz et il n'entre pas de mercure dans le flacon, ce qui prouve que la combinaison des deux gaz a eu lieu sans changement de volume (*).

Si l'on place alors le flacon sur l'eau, l'eau y pénètre avec une grande vitesse en dissolvant l'acide chlorhydrique.' 11 reste d'ordinaire un petit résidu gazeux, parce que les conditions de l'expérience ne permettent d'avoir les gaz ni parfaitement purs, ni en proportions rigoureusement exactes. On reconnaît la présence de l'acide chlorhydrique dans l'eau à ce qu'elle a pris un goût acide et à ce qu'elle colore en rouge le papier bleu de tournesol.

Préparation par électrolyse du £az tonnant chloré. — 11 existe, pour constater ces relations, un procédé plus commode et indépendant de la lumière solaire. Dans le récipient de la figure 62, qui est muni de deux électrodes de platine ou de charbon (on se sert des Pj„ ^.^ charbons minces poiir

lampes à arc), on décompose par le cou- ^ rant électrique de l'acide chlorhydrique concentré. Les gaz ainsi produits se mélangent immédiatement, et, quand le dégagement dure déjà depuis I demi-heure ou I heure, ils se dégagent à volumes exactementégaux.Le tube à dégagement est muni de deux boules qu'on y a soufflées; elles contiennent quelques gouttes d'eau qui servent à débarrasser le gaz de l'acide chlorhydrique entraîné. On a relié à ce tube une série de petites sphères en verre mince, réunies par de minces tubes capillaires; ces sphères peuvent avoir de 4*^"* à 6*^™ de diamètre. Le gaz tonnant au chlore y est refoulé; comme ce mélange est

( ' ) Quelquefois il pénètre ua peu de mercure dans le flacon parce que les gaz n'étaient pas secs et qu'une partie de l'acide chlorhydrique produit s'est dissoute dans Teau. Aussi faut-il avoir soin que les gaz soient secs. Le moyen le plus simple p<iur remplir le flacon d'hydrogène est de procéder par déplacement, en mettant le flacon à Tenvcrs et en introduisant le gaz par un tube qui va jusqu'en haut.

CHLORE. 211

plus lourd que l'air, on place celte série de boules verticalement et l'on fait arriver les gaz à Texlrémité inférieure. Tous ces préparatifs doivent avoir lieu à Tabri de la lumière du jour et sous un faible éclairement; le plus commode est de se servir d'une lampe à verre jaune, comme celles qu'on emploie en photographie. Au bout d'une demi-heure au moins d'écoulement des gaz (on s'est débarrassé des gaz en excès), on bouche avec de la cire les deux extrémités de la suite de sphères, puis on fond à la lampe les tubes capillaires pour séparer les boules.

Quoique la chaleur fasse faire explosion au mélange, on peut sans danger ramollir les tubes à la chaleur d'Une petite flamme de gaz et les fermer en les étirant. Le gaz directement chaufl(é brûle en donnant de l'acide chlorhydrique ; mais, comme la chaleur dégagée est absorbée par les parois des tubes, la combustion ne se propage pas dans les boules.

Avec les sphères ainsi obtenues, on peut réaliser parfaitement les expériences que nous avons décrites; leur explosion est absolument sans danger, des débris de verre aussi légers ne pouvant produire aucun dégât. Au lieu de la lumière solaire, on peut employer, pour provoquer l'explosion, la lumière produite par la combustion du magnésium ; dans ce but, on verse de la poudre de magnésium dans un tube de verre de i*^™ de largeur et l'on souffle cette poudre sur une flamme; ou bien on emploie une lampe comme celles qui servent en photographie pour produire des éclairs.

Actions photochimiques. — Des expériences que nous avons décrites, il résulte que l'action de la lumière sur le mélange tonnant au chlore, comme son action sur l'eau de chlore (p. 201), consiste à augmenter la vitesse de combinaison des deux parties constitutives. Comme nous l'avons plus d'une fois expliqué, il y a des raisons d'admettre que, dans tout système où pourrait avoir lieu une réaction chimique, cette réaction se produit effectivement, mais souvent avec une vitesse trop petite pour, être mesurable. Il est permis de faire la même hypothèse pour le mélange en question, et l'action de la lumière consiste à élever jusqu'à une valeur mesurable celte vitesse extrêmement petite.

En fait, des recherches appropriées ont établi que la vitesse de la transformation du mélange en acide chlorhydrique est proportionnelle à l'intensité de la lumière qui agit sur ce mélange.

La nature de cette action est assez mystérieuse. On ne peut admeltre qu'il faille une dépense d'énergie lumineuse pour que le phé-

nomène devienne possible. La combinaison de ces gaz n'exige aucunement une dépense d'énergie; au contraire, elle met en liberté une quantité d'énergie assez considérable, comme le prouvent les phénomènes d'explosion et la propagation spontanée de l'inflammation à travers un tube quand on l'a provoquée à une de ses extrémités. On a observé qu'un mélange tout à fait sec est à peine sensible à l'action de la lumière; ce fait, joint à certains autres, rend vraisemblable que la combinaison est un phénomène assez compliqué auquel prennent part les éléments de l'eau.

Acide chlorhydrique. — L'acide chlorhjdrique qu'on trouve dans le commerce est un liquide semblable ù l'eau par son aspect. A l'étal pur, il est incolore ; grossièrement préparé, il est d'ordinaire teinté de jaune par le fer qui est une de ses impuretés. Cet acide n'est pas le composé du chlore et de l'hydrogène à l'état pur, mais une solution de ce composé dans l'eau. Le composé pur est un gaz, et, par suite, difficile à employer et à transporter. C'est pourquoi l'on se sert d'une solution dans l'eau qui contient, de ce composé pur, un peu plus du tiers de son poids. Les solutions aussi concentrées ou plus concentrées fument à l'air en perdant du gaz chlorhydrique; les solutions qui contiennent moins de 20 pour 100 du composé pur ne fument pasà la température ordinaire.

Pour préparer le gaz chlorhydrique pur au moyen de sa solution,, l'acide chlorhydrique du commerce, il faut débarrasser ce produit de l'eau qu'il contient. Nous savons déjà que pour cette opération on l)eut se servir d'acide sulfurique concentré. Notre appareil consiste en un flacon rempli d'acide sulfurique concentré et par le bouchon duquel passent un entonnoir à gouttes et un tube de dégagement. Le tube de l'entonnoir a été étiré et se termine en une pointe fine qui aboutit au fond du flacon. L'entonnoir est rempli d'acide chlorhydrique fumant. Quand, en ouvrant le robinet, on fait arriver lentement l'acide chlorhydrique sur l'acide sulfurique, ce dernier retient l'eau et l'acide chlorhydrique s'échappe à l'état gazeux.

La partie supérieure du flacon de dégagement ne se colore pas; le gaz chlorhydrique est donc incolore. On ne peut le recevoir sur l'eau, et par déplacement on le recueille mal, car il n'est guère plus lourd que l'air. Mais on peut le recueillir sur le mercure, car il n'attaque pas ce métal, pourvu que les deux substances soient bien pures.

L'emploi du mercure pour recueillir les gaz que l'eau dissout en trop grandes quantités a été imaginé par Priestley (1780). Ce fut à l'époque une Invention importante, car elle amena immédiatement la

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CHLORE

découverte de tout un groupe de gaz dont on n'avait rien pu savoir jusqu'alors parce qu'ils sont solubles dans l'eau. La cuve à mercure qui sert à cette opération est ordinairement en porcelaine. On lui donne une forme telle qu'il faille pour la remplir une petite quantité de mercure, car ce métal est assez cher.

Propriétés du gaz chlorhydrique pur. — Le gaz chlorliydriquc est incolore; sa densité, qui correspond à la formule H Cl, est 36,5. Il est donc un peu plus lourd que l'air. La pression et le froid le transforment en un liquide; à — i iS*', il se solidifie. Le liquide bout sous la pression atmosphérique à — So''; il bout à o° sous une pression de 2**", 8.

Le gaz chlorhydrique pur donne par liquéfaction un liquide incolore, assez indifférent au point de vue chimique; ce liquide ne présente guère de traces de l'activité chimique qu'on observe dans la solution aqueuse. Il n'agit pas sur les métaux, ne rougit pas le papier de tournesol, et, quand on évite soigneusement la présence de l'eau, il ne présente aucune des propriétés des acides. Ce contraste remarquable entre les propriétés du liquide pur et celles de la solution dans l'eau est d'une grande importance; nous en donnerons plus tard l'explication.

Parmi les autres propriétés du gaz chlorhydrique, la plus frappante est sa grande solubilité dans l'eau. A la température ordinaire, i^"* d'eau absorbe 45o^"* de gaz chlorhydrique (yî^. 63). Cette dissolution met en liberté une grande quantité de chaleur, ce qui indique une réaction chimique entre l'eau et le gaz chlorhydrique. Ce phénomène est d'une nature particulière et sera plus tard l'objet d'explications précises.

Pour prouver la grande solubilité du gaz chlorhydrique dans l'eau, on peut insuffler à travers le mercure, au moyen d'une pipette à pointe recourbée, un peu d'eau dans le gaz chlorhydrique d'une éprouvette placée sur la cuve à mercure. Instantanément, le mercure s'élève dans le cylindre et le remplit bientôt tout entier si le gaz est pur. D'ordinaire, il reste une bulle de gaz au-dessus du mercure, car il est très difficile de chasser les dernières traces des gaz étrangers.

L'eau qu'on a introduite en dissolvant le gaz chlorhydrique s'est transformée en acide chlorhydrique. Si l'on introduit sous le mercure

ai4 CHAPITRE IX.

un morceau de magnésnim métallique et qu'on le fasse arriver jusqu'à cet acide, il le décompose en s'unissant au chlore et en mettant l'hydrogène en liberté. Quand le dégagement de gaz a pris fin, on vérifie aisément que le gaz restant est de l'hydrogène, et que son volume est la moitié de celui du gaz chlorhydrique (*).

Dissolution du gaz chlorhydrique dans l'eau. — Quand on fait arriver dans l'eau de grandes quantités de gaz chlorhydrique afin de préparer de l'acide chlorhydrique en solution aqueuse, il y a certaines précautions à prendre en raison de la vivacité de la réaction. L'appareil dont on se sert est représenté par la figure 64. A est le récipient

Fig. 64.

OÙ se dégage du gaz chlorhydrique, B est un flacon laveur vide, C un flacon à moitié rempli d'eau. Les deux flacons sont disposés de telle façon que le gaz entre en B par le tube court et en sorte par le tuhe long, tandis qu'en C il arrive par le tube long.

Quand le gaz se dégage, il commence par remplir le flacon vide B, puis il passe en C, où il se dissout dans l'eau; l'air qui lui est mélangé s'échappe parle tube court qui aboutit en C. Le dégagement de gaz peut être arrêté par un accident quelconque; alors, si le flacon B n'existait pas, Teau pourrait refluer jusque dans le récipient A par suite de la dissolution d'une partie du gaz produit dans ce récipient et l'action de l'eau sur l'acide sulfurique concentré pourrait déterminer une explosion ; à tout le moins l'expérience serait manquée. C'est ce que le flacon B permet d'éviter : Teau en refluant ne peut revenir que jusqu'à ce flacon, et, si la pression diminue davantage en A, de l'air passe de C en A à travers le liquide contenu en B. Si

(•) Pour que l'expérience réussisse, il faut que Tapparcil ait été préalablement desséché avec soin; aulrement, on trouve pour le gaz chlorhydrique un volume trop petit, à cause de sa grande solubilité dans Teau. Il ne faut pas négliger non plus de ramener le gaz à la pression primitive. Le moyen le plus simple pour cela est de fermer l'éprouvette sous le mercure, puis de la transporter dans un grand récipient rempli d'eau, et de l'enfoncer jusqu^à ce que l'eau soit au même niveau à l'intérieur qu'à l'extérieur. Ceci suppose que, quand on a mesuré le volume du gaz chlorhydrique sur le mercure, ce gaz se trouvait à la pression de i'""

CHLORE. ai5

la pression s'élève de nouveau en A, le liquide est refoulé de B en C, cl la dissolution reprend sa marche régulière.

Outre celte disposition, il en existe beaucoup d'autres qu'on peut employer pour prévenir le reflux du liquide dans le récipient où se dégage le gaz chlorhydrique. Une des plus simples consiste à placer un tube à entonnoir ouvert dans le bouchon de ce récipient (^fig> 64). Il est facile de se représenter ce qui se produit dans ces conditions si la pression diminue.

Quand on dissout dans Teau des quantités un peu considérables de gaz chlorhydrique, la chaleur qui se dégage élève la température de la solution d'une façon excessive. Pour la modérer, on place le flacon dans l'eau froide ou on l'entoure de glace.

Dans la préparation industrielle de l'acide chlorhydrique, on se sert de gaz chlorhydrique obtenu par des procédés difi*érents de nos procédés théoriques. On l'obtient par l'action de l'acide sulfurique sur le sel marin, phénomène dont nous exposerons plus tard la théorie

L'eau et le gaz chlorhydrique. — La plupart des gaz se dissolvent dans l'eau moins abondamment que le gaz chlorhydrique. De plus, leur dissolution a lieu suivant une loi découverte par Henry, et d'après laquelle le^ poids de gaz dissous est proportionnel à la pression^ Dans le cas de l'acide chlorhydrique, cette loi ne se vérifie pas même d'une manière approximative; au contraire, la plus grande partie du gaz se dissout quelle que soit la pression, et l'augmentation de la pression ne détermine qu'une faible augmentation de la concentration.

La façon dont se comporte l'acide chlorhydrique indique qu'il intervient lors de sa dissolution un phénomène chimique particulier. (Je phénomène consiste en ce que les éléments de Vacide chlorhydrique passent à un nouvel état quand il y a dissolution dans l'eau. C'est un fait très remarquable que le composé du chlore et de rhydrogène, à l'état liquide et non mélangé d'eau, ne présente pas de propriétés acides (p. 21 3), quoiqu'il contienne les éléments d'un acide; ce fait tient à ce que les parties constitutives de cette substance n'exercent leurs propriétés acides caractéristiques que quand, en se dissolvant dans l'eau, elle est passée à un état particulier.

Ainsi, quand du gaz chlorhydrique se dissout dans de l'eau, il se produit deux phénomènes. Une partie de l'acide, d'autant plus considérable que la solution est plus diluée, passe dans le nouvel état en question, une autre partie se dissout sans éprouver de modification. La première de ces parties ne suit pas la loi de Henry sur la dissolu-

CHAPITRB IX.

lion des gaz; la seconde se dissout conformément à cette loi. C'est pourquoi la quantité de matière dissoute croît beaucoup moins vite que la pression.

A cela se rattache un autre phénomène remarquable. L'acide chlorhydrique pur bout sous la pression atmosphérique à — 102^; l'eau bout à -+-100°. On doit s'attendre à ce que les points d'ébullition des solutions d'acide chlorhydrique dans l'eau se trouvent entre ces deux températures. Or cela n'a lieu que pour les solutions très concentrées; celles qui sont assez diluées bouillent à une température plus élevée que l'eau, de telle sorte que l'addition à l'eau de cette substance très volatile n'augmente pas, mais au contraire diminue la volatilité de l'eau.

La courbe de la figure 65 représente les rapports existant entre la composition du liquide et son point d'ébullition; on a porté horizontalement les pourcentages d'acide chlorhydrique, et, verticalement, Pig 65 les températures d'ébulh-

tiop sous la pression atmosphérique. Comme on le voit sur cette courbe, à la proportion d'acide 20 pour 100 correspond un maximum égal à 1 10", et toutes les autres solutions ontdes températures d'ébullition moins élevées que la solution à 20 p. 100.

Il en résulte, quand on distille ces solutions, le phénomène suivant. Nous admettons que, quand un mélange distille, sa température d'ébullition ne peut varier qu'en s'éle- 100% sa çcint; en elTet, la partie qui passe d'abord est la plus volatile, et, par suite, celle qui bout à la température la plus basse; par conséquent, la partie restante doit nécessairement bouillir à une température plus élevée que le mélange primitif. Cela posé, si la concentration d'une solution est inférieure à 20 pour 100, il doit passer, par distillation, de l'acide plus dilué et à ébullition plus facile, et il doit demeurer un résidu d'acide plus fort, à point d'ébullition plus élevé. Le phénomène se poursuit

CHLORE. 117

jusqu'à ce que le mélange ait atteint la concentration 20 pour 100. Cette solution ne peut pas laisser de résidu à point d'ébullition plus élevé, puisque c'est elle qui bout à la température la plus haute. Elle ne doit donc pas être modifiée par la distillation; et c'est ce que confirme l'expérience.

Si, au contraire, on part d'une solution qui contient plus de 20 pour 100 d'acide, il doit distiller un acide plus concentré, car le moins concentré a un point d'ébullition plus élevé et, par suite, forme le résidu. Mais, ici non plus, la séparation ne se poursuit pas indéfiniment, car, quand on est descendu à la concentration 20 pour 100, il ne peut plus se former d'acide à point d'ébullition plus élevé, et le liquide distille sans se modifier.

Ainsi, quelle que soit la concentration de l'acide dont on part, on\ obtient toujours, comme résidu final de la distillation, l'acide à \A 20 pour 100; et la partie distillée se compose d'acide plus dilué ou ^ plus concentré, selon qu'on était parti d'un acide de concentration inférieure ou supérieure à 20 pour 100.

On a souvent commis l'erreur de considérer cet acide à température d'ébullition constante comme une combinaison chimique déter- / minée. Ce n'en est pas une, car la concentration de l'acide qui bout l à température constante dépend de la pression sous laquelle on pra- j tique la distillation. Pour 2"'"*, 3 la concentration est de 18 pour 100, \ et pour o*'",o66 elle est de 23 pour 100. S

Les considérations qui précèdent permettent, au contraire, d'affirmer d'une manière générale que toute solution dont le point d'ébullition est plus élevé que ceux des solutions de concentration voisine conservera en distillant une composition constante. Par un .^ raisonnement tout à fait analogue, on établit que les solutions dont le point d'ébullition est plus bas que ceux des solutions qui l'avoisinent de part et d'autre ne peuvent être divisées par distillation en parties de composition différente. Seulement, dans ce cas, la solution de composition constante à laquelle on aboutit n'est pas un résidu, mais un liquide distillé.

Ces propriétés de l'acide chlorhydrique fournissent enfin l'explication d'un phénomène très frappant que présente le gaz chlorhydrique, et qu'on remarque également dans l'acide chlorhydrique concentré; il s'agit du fait que ces substances fument à l'air. On sait i que l'eau chaude fume ou forme des nuages dans l'air, parce qu'en \ raison de sa température plus élevée que celle du milieu, elle émet plus de vapeur qu'il n'en peut subsister à la température de l'air ambiant. Mais l'eau qui se trouve à la température de l'air ne forme

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XlS CIIAPITRK IX.

pas de nuages, parce qu'il lui est absolument impossible d'émettre plus de vapeur que Tair n'en peut contenir. Au contraire, l'acide (!hlorhydrique concentré fume même sans qu'on le chauffe.

La cause en est que l'acide chlorhydrique qui se vaporise forme, avec la vapeur d'eau contenue dans l'air, un liquide dont la tension de vapeur est beaucoup plus faible que celle de l'acide concentré. C'est pourquoi cette solution se précipite sous forme de brouillard. Au contraire, l'acide dilué ne fume pas; en effet, ces vapeurs ne peuvent pas former avec la vapeur d'eau de l'air des solutions moins volatiles qu'elles-mêmes, puisqu'elles sont plus riches en eau que Tacide le moins volatile, dont la concentration est 20 pour 100. D'ailleurs l'acide concentré ne fume qu'à l'air humide; si l'on introduit de l'acide chlorhydrique dans un flacon desséché à l'intérieur au moyen d'acide sulfurique, on n'observe aucune trace de fumée ou de brouillard.

Il résulte de ces considérations que toute matière qui forme avec l'eau une dissolution (ou une combinaison) dont le point d'ébullition est sensiblement plus élevé que le sien propre, doit fumer au contact de l'air humide, ce qui ne peut arriver aux substances qui ne présentent pas cette propriété. Nous aurons souvent, dans la suite, l'occasion d'appliquer et de vérifier cette proposition.

Propriétés des acides. — L'acide chlorhydrique, dissolution dans Teau du gaz chlorhydrique, est un acide fort. Sous le nom diacide on comprend toute une série de propriétés communes à des matières de compositions diverses. La plus anciennement connue de ces propriétés est le goût acide; nous savons déjà qu'elle se rencontre dans des matières très différentes les unes, des autres. Une seconde propriété que présentent les matières de goût acide est celle de colorer en rouge la teinture de tournesol (p. 179). Une troisième propriété commune à ces matières consiste à dégager de l'hydrogène nu contact de certains métaux, comme le zinc ou le magnésium.

Cette dernière propriété est, à notre point de vue, la plus importante de toutes. On peut vérifier qu'elle appartient à tous les acides, en mettant en contact avec de la poudre de magnésium des liquides acides de toute espèce, comme du vinaigre, des sucs de fruits acides, de l'acide chlorhydrique ou sulfurique dilué, de l'acide citrique dissous, etc. Dans tous les cas, on observe un dégagement de gaz plus ou moins considérable, et en examinant ce gaz on reconnaît que c'est de l'hydrogène.

En réservant le nom diacide aux substances qui possèdent ces

CHLORE. 219

propriétés, nous pouvons dire que tous les acides contiennent de rhjdrogène et en dégagent sous Taction du magnésium. On pourrait objecter que l'hydrogène provenait de l'eau dans laquelle tous les acides considérés étaient dissous, mais nous savons déjà que l'acide rhlorhydrique contient de l'hydrogène, et l'analyse chimique a montré qu'il en est de même des autres acides. D'ailleurs l'eau à la température ordinaire n'a pas d'action sensible sur le magnésium.

Tous les composés de l'hydrogène ne présentent pas les propriétés en question; elles font défaut à l'eau et de même à l'alcool, au pétrole, à la stéarine, matières qui contiennent bien de l'hydrogène, car, si on les allume et si l'on tient au-dessus de Ja flamme un verre propre et sec, il s'y précipite immédiatement une buée de gouttes d'eau. L'hydrogène des acides doit donc se trouver dans l'état particulier dont nous avons parlé page 21 5, et qui leur confère leurs propriétés caractéristiques. Nous expliquerons prochainement en quoi consiste cet état particulier.

Acides et bases. — Les propriétés qui nous ont servi à caractériser les acides disparaissent (|uand on ajoute aux liquides acides de la soude (p. 180). Le meilleur signe de ce phénomène est le changement de coloration du tournesol. Une goutte de teinture de tournesol colore en rouge l'acide chlorhydrique dilué; si l'on verse dans cet acide ainsi coloré une solution de soude, au début la couleur ne change pas; puis il apparaît, aux endroits où tombe la soude, des taches bleues qui s'eflacent quand on agite le liquide; puis, tout d'un coup, la totalité du liquide devient bleue. 11 est facile, si l'on procède avec précaution, de voir que c'est une goutte unique de la solution de soude qui détermine la coloration bleue.

En même temps ont disparu toutes les autres propriétés des acides. Le liquide n'a plus le goût acide et ne dégage plus d'hydrogène sous l'action du magnésium. On peut faire avec tous les acides les mêmes expériences.

Il doit alors s'être produit une réaction chimique entre l'acide rhlorhydrique et la soude. Pour connaître ce qu'a produit cette réaction, il suffît d'évaporer le liquide; on obtient un résidu qui présente tous les caractères du sel marin.

Or nous savons que le sel marin est composé de chlore et de sodium (p. 2o5). Quand la soude et l'acide chlorhydrique donnent du sel marin, il faut que les autres matières qu'ils contenaient se soient transformées en d'autres produits. Ces matières sont : l'hydrogène qui provient de l'acide, l'hydrogène et l'oxygène qui proviennent de

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la soude. La réunion de ces éléments donne la formule de l'eau et, en effet, l'eau est le second produit de l'action de l'acide chlorhydrique sur la soude.

On exprime plus clairement ces relations en écrivant l'équation chimique du phénomène

NaOn -i- HGl = NaCI -h 1^0.

On peut vérifier expérimentalement qu'il se forme bien de l'eau dans cette réaction. Si l'on fait passer sur un peu de soude en morceaux du gaz chlorhydrique sec, et qu'on chauffe fortement, il se produit de la vapeur d'eau que l'on peut condenser, et, si la réaction dure assez longtemps, il reste un dépôt de sel marin.

11 y a beaucoup d'autres matières qui, comme la soude, enlèvent aux acides leurs propriétés, et forment avec eux des substances nouvelles en même temps que l'eau. Elles sont faciles à reconnaître (du moins celles qui sont solubles dans l'eau) à ce qu'elles rendent sa couleur bleue à la teinture du tournesol rougie par les acides, et à ce qu'elles enlèvent aux acides la propriété de dégager de l'hydrogène en présence du magnésium ou d'autres métaux. Ce sont les mêmes matières que nous avons déjà rencontrées comme combinaisons des métaux avec le groupe hydroxyle, et auxquelles nous avons donné le nom de bases.

Ce nom provient de ce que les matières en question constituent la partie non volatile des sels, tandis que la plupart des acides peuvent être plus ou moins chassés de leurs combinaisons par l'action de la chaleur. La partie qui reste relativement stable sous cette action était considérée autrefois comme la plus importante; de là son nom de base^ c'est-à-dire partie fondamentale.

Rapports de poids dans les réactions entre acides et bases. — La réaction entre acide et base qui aboutit à la formation d'un sel et d'une certaine quantité d'eau a lieu suivant des rapports de poids bien déterminés. Si nous versons une base sur un acide, il disparaîtra autant d'hydrogène qu'il en faut pour former de l'eau avec l'hydroxyle de la base, soit i^, oi d'hydrogène pour 17^,01 d'hydroxyle. Tant qu'il restera de l'hydrogène en excès, le liquide gardera sa réaction acide qui, en effet, n'est pas supprimée par la présence d'autres matières. En ajoutant progressivement de nouvelles quantités de base, on finira par arriver à un moment où tout l'acide aura disparu et où il n'y aura pas encore de base en excès. A ce moment le liquide ne présenterani les réactions des acides, ni celles

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des bases; en parlicuHer, il ne colorera le tournesol ni en rouge, ni en bleu, mais lui laissera simplement sa couleur violette. Un tel liquide s'appelle liquide neutre. L'eau pure et les solutions de la plupart des sels sont des liquides neutres; le sel marin, par exemple, forme des solutions neutres.

On peut tirer de ces phénomènes un grand nombre d'applications. Quand on veut former des sels en combinant des acides et des bases, on se sert du tournesol (dont le mode d'emploi le plus commode est le papier de tournesol) pour vérifier si les proportions des matières employées sont exactes; tant que le papier bleu passe au rouge, il n'y a pas assez de base; si le papier rouge se colore en bleu, il n'y a pas assez d'acide.

Le papier de tournesol peut aussi servir à montrer si un sel donné est mélangé d'impuretés acides ou basiques.

Fi!?, m.

Titrage des acides et des bases. — L'application la plus importante de ces phénomènes est la mesure des concentrations des acides et des bases. Si l'on emploie toujours la même solution de soude, la quantité de cette solution nécessaire pour neutraliser diverses solutions d'un acide sera proportionnelle à la quantité d'acide contenue dans chaque solution.

Les mesures fondées sur ce l)rincipe s'exécutent de la façon suivante. On place la solution de soude dans un tube de i*^" à 1^^ de diamètre, divisé par des traits gravés en centimètres cubes et fractions de centimètre cube, et fermé en bas par un robinet.

On emploie généralementcomme fermeture un petit tube de caoutchouc comprimé par une pince de laiton; pour mieux régler l'écoulement on y ajuste un tube de verre étiré. Cet appareil porte le nom de burette {fig> 66).

i^our mesurer la quantité d'acide contenue, par exemple, dans un échantillon donné d'acide rhlorhydrique, on verse dans cet acide une goutte de teinture do tournesol; on remplit la burette de solution de soude jusqu'au zéro

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de la graduation, en prenant soin qu'il n'y ait pas de bulle d'air dans le robinet ni dans le petit tube d'écoulement. Puis on fait couler la soude sur l'acide jusqu'à ce que la couleur rouge de l'acide fasse brusquement place à la couleur bleue. On peut prévoir l'approche de ce moment, car peu de temps avant il commence à se produire, aux endroits où tombe la soude, des taches bleues qu'on fait disparaître en agitant le liquide. A partir de ce moment, on verse la soude goutte à goutte, et l'on peut mesurer à une goutte près la quantité pour laquelle apparaît la coloration bleue. La graduation delà burette permet de lire la quantité de soude employée et de calculer d'après cette quantité la quantité d'acide.

Pour faire ce calcul il faut connaître la teneur de la solution de soude. D'ordinaire on la prépare de telle façon qu'il y ait la valeur en grammes d'un poids de combinaison de soude, soit 40*^? 06, dissoute dans I* d'eau. Cette solution s'appelle solution normale; il en faut exactement 1* pour neutraliser la quantité d'acide qui contient iK,oi d'hydrogène, soit pour l'acide chlorhydrique 36», 46. Si Ton a employé n centimètres cubes de la solution de soude, iJ doit y avoir

dans le liquide étudié ^— grammes d'acide chlorhydrique.

D'ordinaire, on se propose de déterminer, non pas des quantités p,j.j, absolues d'acide, mais la concentration de solutions données. Pour la connaître, il faut doser l'acide contenu dans une quantité de solution déterminée. Cette quantité peut être évaluée par pesée, mais il est plus commode de la mesurer volumétriquement. On se sert pour cela d'appareils qui portent le nom de pipettes (fig. 67). Ce sont de fins tubes de verre, élargis à leur partie moyenne. Ils sont construits de manière que le volume compris entre une extrémité et une marque gravée sur le col soit égal à un nombre rond de centimètres cubes. On les remplit au-dessus de la marque en aspirant le liquide, puis on ferme avec l'index et l'on fait couler le liquide jusqu'à ce qu'il s'arrête à la marque. Alors on vide la pipette dans le récipient où Ton veut faire la mesure.

En neutralisant le liquide avec la soude de la burette, ce qui s'appelle titrer, on obtient la quantité d'acide contenue dans le volume mesuré, et il est facile d'en conclure la quantité d'acide par unité de volume, c'est-à-dire la concentration. Si, par exemple, nous avons mesuré 5*^"*' d'acide avec la pipette, et employé /i*^™' de soude normale, la concentration est de - poids de combinaison par litre, autrement dit par centimètre cube. Soit M le poids de combinaison

Qoo^Q:

CHLORE

de l'acide; alors représente la quantité d'acide par centimèln;

cube.

Analyse quantitative. — Ce procédé de mesure chimique au moyen de liquides de concentration connue est ce qu'on appelle Vanalyst^ quantitalive; faire l'analyse quantitative d'un liquide, c'est le titre/-. Cette méthode n'a pas pour unique application le dosage réciproque des acides et des bases; il y a un certain nombre de réactions qui onl lieu en solution aqueuse et s'accompagnent de changements de couleur ou d'autres phénomènes frappants. Chacune d'elles peut servir de principe à une méthode d'analyse quantitative.

Les solutions qui contiennent par litre la valeur en grammes'd'un poids de combinaison du réactif, s'appellent solutions normales. Celles qui contiennent j^ de ce poids s'appellent décinormales, etc. Pour préparer les solutions on pèse les quantités de matière nécessaires et on les met dans des récipients du volume que l'on veut avoir. Une marque annulaire au col du récipient limite exactement le volume {fig* 68). On appelle ces récipients ballons jaugés.

Enfin, on se sert encore dans l'analyse quantitative à^éprouvettes graduées {Jîg* 69), quand on a à mesurer de grandes quantités de liquide dont le volume ne s'exprime pas en nombres ronds. Ce sont des éprouvettes à pied, munies d'une graduation gravée.

Fi g. 68.

Fig. 6<|.

Les ions. — Nous avons déjà plusieurs fois remarqué que l'hydrogène des acides diffère essentiellement, par ses propriétés, de l'hydrogène des autres composés. Il présente des réactions qui sonl toujours les mêmes, quelles que soient les autres parties constitutives des acides. En particulier, il peut toujours être remplacé par des métaux, et c'est de lui que vient la propriété, commune à tous les acides, de rougir le tournesol.

De même, l'hydroxyle des différentes bases présente des propriétés constantes. C'est à cause de lui que les bases bleuissent le tournesol rouge et forment sous l'action des acides, avec production d'eau, des composés nouveaux, des sels. Ces propriétés n'appartiennent qu'à l'hydroxyle des bases; les autres composés qui contiennent le groupe hydroxyle, et Ton en connaît un grand nombre, ne les, présentant pas.

Qoo^Q:

TJLi CHAPITRE I\.

Enfin, dans les sels également, les parties constitutives présentent (les propriétés chimiques indépendantes des combinaisons où elles sont comprises. C'est ce que montre, par exemple, le fait suivant :

Quand on ajoute, à une solution diluée d'acide chlorhjdrique, une certaine quantité d'un sel d'argent soluble, par exemple l'azotate d'argent (pierre infernale), il se produit aussitôt un précipité blanc ; ce précipité, quand on l'agite, se rassemble en flocons qui ont l'aspect du lait caillé; il a la propriété de se colorer en gris sous l'action de la lumière.

Si, maintenant, on prépare différents sels au moyen de l'acide chlorhjdrique, soit en le décomposant par des métaux, soit en le saturant avec des bases, tous ces sels possèdent la même propriété ; tous donnent avec les sels d'argent le même précipité, et le métal qui a formé le sel, en réagissant avec l'acide chlorhydrique, est sans influence sur la formation et sur la nature de ce précipité.

Cette indépendance des propriétés n'est pas du tout un fait général. L'eau et l'eau oxygénée sont des exemples de combinaisons qui contiennent Thydrogène ou l'hydroxyle sans présenter les propriétés des acides ou des bases; de même il y a beaucoup de composés du chlore qui ne donnent pas de précipité avec les sels d'argent.

Pour mieux embrasser l'ensemble des phénomènes chimiques, il est utile de comprendre dans une classe spéciale les matières qui présentent ainsi des réactions communes. Nous l'appellerons classe des sels; le mot sel, employé dans ce sens large, s'applique aux acides et aux bases comme aux sels proprement dits.

La propriété caractéristique de ces manières est qu'une partie constitutive d'un sel en solution présente des réactions propres, indépendantes de l'autre partie constitutive. Cette relation est réciproque : l'autre partie constitutive a aussi ses réactions propres, indépendantes de la première.

Ainsi, l'acide chlorhydrique présente, d'une part, les propriétés de sa partie chlore, puisqu'il donne avec les solutions de sels d'argent le précipité que nous avons décrit. D'autre part, il présente les propriétés de sa partie hydrogène, puisque sous l'action du magnésium il dégage de l'hydrogène. La première de ces propriétés lui est commune avec tous les composés salins du chlore; la seconde lui est commune avec toutes les combinaisons salines de l'hydrogène, c'està-dire avec tous les acides.

On appelle ions ces parties constitutives des sels mu jr.<Ja^issenl indépendamment les unes des autres. Ce nom d'/o/î leur a été donné

CHLORE

à propos de leurs propriétés électriques, que nous expliquerons incessamment. L'hydrogène existe donc dans les acides à Tétat d'ion hydrogène, et le chlore existe dans les sels du chlore à l'état d'ion chlore. La propriété de rougir le tournesol appartient à l'ion hydrogène, la propriété de précipiter les sels d'argent appartient à l'ion chlore.

Les ions se distinguent donc des parties constitutives ordinaires des autres combinaisons chimiques en ce qu'ils ont toujours les mêmes propriétés, quel que soit l'autre ion avec lequel ils sont associés; ils se distinguent également des éléments libres ou des combinaisons de même composition, d'abord en ce qu'ils ont des propriétés différentes, ensuite en ce qu'ils se présentent toujours par couples. Ainsi l'ion hydrogène des acides est absolument différent du gaz hydrogène ordinaire; tandis qu'il présente les réactions acides que nous avons plusieurs fois expliquées, le gaz hydrogène n'en possède aucune; et, tandis que l'hydrogène libre est gazeux et faiblement soluble dans l'eau, l'ion hydrogène ne nous est connu qu'en solution. De plus, on ne trouve l'ion hydrogène que dans les solutions aqueuses des acides; et dans ces solutions existe en même temps l'autre partie constitutive des acides, laquelle présente aussi les propriétés des ions. Ainsi l'autre ion de l'acide chlorhydrique doit être le chlore, puisque cet acide ne contient aucun autre élément (p. 206). Cet ion chlore a, de son côté, des propriétés qui sont identiques dans tous les sels dont ilfait partie (p. 224) lui aussi, l'ion chlore est absolument différent de l'élément chlore à l'état ordinaire ; il n'a ni sa couleur, ni son odeur, ni ses propriétés décolorantes ; il n'existe pas à l'état de gaz, mais seulement en solution.

Nous avons déjà étudié un cas où deux matières ont la même composition chimique et cependant manifestent des propriétés toutes différentes : c'est celui de l'oxygène et de l'ozone (p. 97). Nous avons donné à ce phénomène le nom à' allotropie. De même, nous consiflérerons le gaz hydrogène et l'ion hydrogène comme deux états allô- ^ tropiques du même élément ; la même remarque s'applique au chlore. 11 y a aussi des ions complexes qui, tout en ayant la même composition chimique que d'autres matières qui ne sont pas des ions, présentent des propriétés toutes différentes. Tel est, par exemple, le cas de l'hydroxyle par rapport à l'eau oyygénée. Dans le cas des matières composées le phénomène analogue à l'allotropie s'appelle isomérie; les ions complexes sont donc des isomères des matières de même composition qui ne sont pas des ions.

La différence essentielle que nous avons trouvée entre les états allotropiques d'une même matière (p. 97), et qui consiste en ce O. i5

Qoo^Q:

•>.a6 chapitre IX.

(jirils ne conlienneul pas la même quantilé A'énerf(ie, evisle é«»;alrmenl entre les ions et les matières de même composition, mais qui ne sont pas des ions. Entre le chlore à Tétat d'ion et le chlore à Tétai j;azeux la différence d'énergie est considérable : le gaz chlore contient beaucoup plus d'énergie que l'ion chlore. Dans le cas de l'hydrogène, la différence est petite. 11 y a aussi des cas où c'est, au conïraire, l'ion qui contient plus d'énergie.

Les sels sont les électroljrtes. — Les propriétés chimiques des sels nous ont conduit à les regarder comme une catégorie spéciale de matières composées, caractérisée par l'indépendance réciproque de leurs parties constitutives. Nous avons maintenant à nous demander si à ces traits caractéristiques se rattachent encore d'autres propriétés communes. Les faits donnent une réponse affirmative ; les sels présentent encore beaucoup d'autres propriétés communes que nous étudierons plus tard en détail. Cependant, il en est une si importante et qui demande des explications si développées qu'il convient d'en traiter dès à présent. 11 s'agit de la façon dont les sels se comportent sous l'action du courant électrique.

On sait que les matières diflerent les unes des autres par leurs propriétés électriques : il y a des corps conducteurs et des corps non conducteurs. Les métaux sont conducteurs, le soufre est un exemple de non conducteur (p. 8).

Les conducteurs se divisent eux-mêmes en deux classes. La première est formée par les métaux. Le passage d'un courant électrique ne leur fait pas éprouver d'autres modifications qu'une élévation de leur température.

La seconde classe de conducteurs comprend ])rincipalement les solutions dans l'eau de certaines substances. En même temps qu'elles sont traversées par le courant, elles subissent un changement chimique : elles sont chimiquement décomposées en leurs parties constitutives, qui se déposent séparément sur les électrodes, c'est-à-dire aux endroits où aboutissent les conducteurs métalliques.

On appelle électrolyse ce phénomène de décomposition chimique sous l'action du courant électrique; et les matières qui présentent ce phénomène, c'est-à-dire les conducteurs de seconde espèce, portent le nom d^électrolytes. Les extrémités métalliques par lesquelles le circuit aboutit à l'électrolyte sont les électrodes. Nous avons déjà ])lus d'une fois fait usage des phénomènes d'électrolyse pour séparer et caractériser par un procédé simple les parties constitutives d'un électrolyte (p. if)5, 208).

CHLORE

L'étude approfondie des malières qui possèdent la propriété électroly tique a montré que ce sont justement les matières composées d'ions, autrement dit les sels, et seulement les sels. Les sels sont les élec- Irolytes, e'esl-à-dire (|ue la propriété de conduire le courant élec- Irique en se décomposant sous son action, est inséparablement liée à Tevislence d'ions, c'est-à-dire de parties constitutives réciproquement indépendantes dans leurs réactions.

Ainsi Teau, par exemple, nVst pas un élec^roljte (*). On peut vérifier ce fait à Taide de l'appareil à électroljse de la figure 70. Cet appareil se compose d'un gobelet de verre qu'on remplit de liquide à étudier, et auquel on fait arriver par deux électrodes de platine le

eourant d'une pile (ou d'un accumulateur). On choisit le platine parce qu'il n'est pas attaqué par les substances qui se dégagent aux électrodes; la plupart des autres métaux ne sont pas aussi résistants. Pour reconnaître si le courant passe dans le liquide on se sert d'un signal quelconque, par exemple d'une sonnerie électrique. On peut en même temps mesurer le courant en employant comme indicateur un instrument de mesure des courants, un ampèremètre (l'instrument doit indiquer les centièmes d'ampère).

Si Ton remplit le récipient d'eau pure et qu'on ferme le courant, l'ampèremètre n'indique pas de déviation. Mais, si l'on ajoute au li- 4|uide un peu d'acide chlorhydrique, de soude ou de sel marin, immédiatement il passe un courant, l'ampèremètre indique une dévialion et il se dégage des gaz aux électrodes.

(') A strictement parler l'eau est un éleclrolyte, mais un électrolyte cxtraordinairemcnt faible. Un cube d'eau d'un cenlinDctre carré de section conduit moins réiectricité qu'un prisme de mercure d'un centimètre carré de section et d'un million de kilomètres de longueur. Nous étudierons plus tard les propriétés de l'eau 4iui dérivent de cette faible conductibilité; pour le moment, nous en faisons abïîtraclion afin de ne pas trop compliquer notre exposé.

Qoo^Q:

Anions et cations. — L^étude approfondie de ce qui se passe dans les éleclroljtes sous Faction du courant électrique a conduit aux résultats suivants :

L'hydrogène des acides se dégage toujours à l'électrode qu'on ap pelle négative, c'est-à-dire à celle où le courant quitte l'électrolyte pour passer dans le conducteur métallique. A la même électrode se déposent les métaux des sels. Il est facile de le voir quand on décompose un sel d'argent ou de cuivre dans l'appareil que nous venons de décrire : l'argent forme de longs cristaux en forme d'aiguilles, le cuivre recouvre l'électrode d'une couche métallique rouge, qui a la couleur du cuivre pur.

Les ions qui viennent se déposer sur l'électrode négative sont appelés cations (*) et cette électrode porte le nom de cathode. L'hydrogène est le cation des acides; dans les sels et les bases, les cations sont les métaux.

A l'autre électrode, dans l'électrolyse de l'acide chlorhydrique et des composés métalliques salins du chlore, se dépose le chlore, qu'il est facile de reconnaître à sa couleur et à ses réactions. Les ions qui se meuvent dans ce sens, opposé à celui des cations, s'appellent a/i/o/25. Le chlore est donc l'anion de l'acide chlorhydrique et des chlorures métalliques. L'électrode où se déposent les anions s'appelle Vanode.

Pour la brièveté, nous avons donné jusqu^'ici le nom dUons aux produits qui se déposent aux électrodes. Mais il faut se bien souvenir que les ions ne conservent leur nature que tant qu'ils sont en solution. Aux électrodes le courant électrique passe dans les conducteurs métalliques en même temps que les ions s'y déposent. 11 se produit donc aux électrodes une transformation des ions en leurs formes allotropiques ou isomères (p. 225); à cette transformation se rattache un changement dans leur état électrique, que nous allons maintenant étudier.

Première loi de Faraday. — Par une série de mesures précises^ Faraday a établi la loi suivante (i833) : la quantité des matières qui se déposent aux électrodes est rigoureusement proportionnelle à l'intensité du courant électrique qui traverse l'électrolyte. Cette constatation conduit à penser que le passage de l'électricité dans les électrolytes est lié au déplacement simultané des ions, de telle sorte qu'il ne peut se produire dans les électrolytes de courant qui ne soit pas transporté par les ions.

(') Ce nom signifie que ces ions se déplacent dans le sens du courant cleclrique.

CHLORE. !129

D'après la relation que nous avons énoncée entre la direction du courant et la nature chimique des matières qui se séparent, il faut considérer les cations (c'est-à-dire l'hydrogène et les métaux à l'état d'ions) comme les véhicules de l'électricité positive, tandis que l'ion chlore transporte l'électricité négative. Aux électrodes le courant quitte les ions et se propage dans le conducteur métallique sans déplacement de matière.

On peut donc se représenter la différence entre les ions et les éléments, ou les combinaisons qu'ils constituent, en considérant les ions comme des matières chargées d'électricité, tandis que les matières à l'état ordinaire ne sont pas électrisées. Cette notion correspond bien aux faits observés, et l'on peut s'en servir sans déterminer d'une façon plus précise les rapports qui existent dans les ions entre la charge électrique et la matière. Cette nouvelle conception des ions n'est pas contradictoire avec la première idée que nous en avons donnée (p. 226), savoir que les ions diffèrent des non-ions de même composition par la quantité d^énergie qu'ils contiennent. En effet, un corps chargé d'électricité contient nécessairement, en raison de cette charge, une autre quantité d'énergie que le même corps non élec- Irisé.

Unités électriques. — Pour exprimer clairement les rapports des phénomènes chimiques avec les phénomènes électriques, il faut rappeler ici quelques lois fondamentales de l'électricité.

Différents appareils, comme les piles galvaniques, les dynamos, les piles thermoélectriques, etc., permettent de produire dans les corps conducteurs de Télectricité le phénomène qu'on appelle courant électrique. Ce phénomène permet d'obtenir dans toutes les régions du conducteur des travaux de toute sorte : des effets mécaniques, des décompositions chimiques, de la chaleur, de l'énergie sous toute autre forme. Ainsi le courant électrique représente une forme particulière de l'énergie.

On peut mesurer le courant électrique en appliquant la loi de Faraday que nous venons d'énoncer, et d'après laquelle la quantité d'électricité qui traverse un électrolyte est dans un temps donné proportionnelle à la quantité de matière décomposée dans Iç même temps. Si l'on intercale sur le trajet du courant une cuve à électrolyse, la quantité de gaz qui se dégage mesure la quantité d'électricité qui traverse le récipient. On entend par intensité du courant la quantité d'électricité qui passe divisée par le temps que dure son passage, autrement dit la quantité d'électricité qui passe dans l'unité

Qoo^Q:

'23o CHAPITRE IX.

(le lemps; la quanlité de gaz qui se dégage dans runité de temps mesure donc l'intensité du courant.

L'unité de quantité d'électricité est le coulomb; elle a été choisie pour des raisons que nous n'exposerons pas ici. Pour rapprocher le coulomb d'une quantité qui nous soit familière, nous indiquerons (jue le dégagement de i*, oi d'hydrogène nécessite le passage de 96540 coulombs à travers l'éleclroljle.

L'intensité d'un courant qui fait passer 1 coulomb par seconde à travers le conducteur est égale à un ampère. Pour qu'un courant de 1 ampère produise le dégagement de 1*5,01 d'hydrogène, il faut donc qu'il traverse l'électrolyle pendant 960^0 seccmdes, ce qui fait :S heures 49 minutes.

Le nombre d'ampères ne suffît pas à définir un courant : des c(mrants de même nombre d'ampères peuvent produire des efl'ets très variés selon la nature des conducteurs. 11 en est d'un courani électrique comme d'un courant d'eau, qui, à quantité d'eau constiinte, peut fournir des travaux très différenls suivant la pression ou la hauteur de chute. Dans le cas du courant électrique, la quantité analogue à la pression s'appelle tension, et l'unité de tension est le volt. Pour le moment, nous n'avons pas à nous occu|)er de cette (|uantité.

Les courants très faibles se mesurent en millièmes d'ampère (milliampères).

On trouve dans le commerce des appareils, fondés sur l'action magnétique des courants, et qui donnent l'intensité des courants directement en ampères. Dans les recherches chimicpies, te type d'appareil le plus commode est celui sur lequel on peut lire immédiatement le milliampère; quand il s'agit de mesurer des courants plus forts, on associe à ces appareils des instruments auxiliaires (shunts) qui réduisent l'intensité à une fraction (ordinairement ~ ou yj^) de sa valeur primitive.

Deuxième loi de Faraday. — De la loi suivant la({uelle les ions des électrolytes sont liés à des quantités d'électricité déterminées, on peut immédiatement tirer des conséquences importantes, qui augmentent considérablement la portée de l'éleclrochimie.

Une solution d'acide chlorhydrique est un corps neutre au ])oinl de vue électrique; par suite, (piand l'ion hydrogène y prend une oharge positive de cette importance, il faut qu'il existe d'autre pari de l'électricité négative en quantités égales. Ces quantités sont attachées au chlore, qui passe ainsi à Pélat d'ion chlore. D'après la loi

Qoo^Q:

CIILOHE. 23l

des poids de eombîiiaison, il y a, pour i6,oi d'hydrogène, 35*, 46 de chlore; par suite, i molécule-gramme, autrement dit 35*^,46 d'ion chlore, sont liés à une quantité d'électricité négative égale à 96540 coulombs.

D'autre part, toutes les solutions de sels quelconques sont aussi électriquement neutres. Si donc on considère, par exemple, des quantités de différents chlorures, telles que chacune contienne 35^,4^ de chlore, il faut que les quantités correspondantes des différents métaux, quelle que soit leur nature, contiennent toutes 96540 coulombs d'électricité positive. Or ces quantités sont égales aux poids de combinaison des métaux considérés qui s'unissent à un poids de combinaison du chlore. Nous arrivons donc à cette conclusion générale :

Les quantités de différents ions qui sont liées à des quantités d'électricité égales sont entre elles dans le même rapport que les poids de combinaison des ions considérés,

La loi n'est valable sous celte forme que si l'on choisit les poids de combinaison de telle manière qu'ils correspondent à 1^,01 d'hydrogène ou à 35^,46 de chlore. 11 y a des métaux dont un poids de combinaison s'unit à deux, trois ou plusieurs poids de combinaison du chlore. La quantité d'électricité attachée à ces métaux est un multiple convenable de la quantité correspondant à un poids de combinaison du chlore. On appelle ces métaux plurivalents; il y a aussi des unions plurivalents. Nous reviendrons plus tard à l'étude de ces faits.

La loi que nous venons d'énoncer a été également découverte par Faraday et porte le nom de loi de Faraday, La loi de Faraday comprend donc deux lois qui sont liées entre elles, mais qui, néanmoins, expriment deux choses distinctes. En résumant le tout, on peul l'énoncer sous la forme suivante :

Dans les électrolytesy ^électricité ne se meut qu^avec leurs parties constitutives, les ions. Les quantités d'électricité transportées sont proportionnelles aux quantités des ions; elles sont en valeur absolue égales à 96540 coulombs, ou à un multiple de ce nombre, par molécule-gramme,

La loi de Faraday a une certaine analogie avec la loi de Gay- Lussac, relative aux volumes des gaz dans les combinaisons chimiques. De même que les quantités de gaz d'égal volume sont entre elles comme les poids de combinaison correspondants ou leurs multiples, de même les quantités d'ions chargées de la même quantité d'électricité sont entre elles comme les poids de combinaison on leurs fractions.

Produits primaires et produits secondaires de Téléctrolyse. — Si Von soumet à Télectrolyse de l'acide chlorhydrique très dilué, il se dégage à la cathode de l'hydrogène comme auparavant, mais, à l'anode, il apparaît, au lieu de chlore, une quantité d'oxygène équivalente.

Cela provient de ce que l'eau est décomposée par le chlore, avec*

formation d'acide chlorhydrique et dégagement d'oxygène, suivant

l'équation (p. 201)