L. Autres métaux

Pour donner une première idée de tous les éléments, il est sans inconvénient de ranger dans un dernier groupe unique tous les métaux qui n'ont pas pris place dans les groupes précédents. Il ne se trouve en effet, parmi eux, qu'un petit nombre de métaux connus et importants. On trouvera, à la fin de cet ouvrage, une classification moins superficielle, reposant sur les propriétés chimiques de ces derniers métaux.

Qoo^Q:

Ils se distinguent en deux subdivisions naturelles; Tune comprend les éléments non nobles, c'est-à-dire qui éprouvent des modifications chimiques sous l'action de l'air; l'autre comprend les métaux nobles* A la première, appartiennent V antimoine, le bismuth et Vétain; dans la seconde, se rangent l'or, \e platine et les métaux analogues. La première comprend encore plusieurs autres métaux qu'il est inutile de décrire à présent, étant donné leur rareté et leur médiocre importance ; il y aura lieu seulement de les mentionner afin d'élre complet.

U antimoine est un métal blanc, cassant, qui fond au rouge et reste à peu près inaltéré en présence de l'air. Quand on le chaufie, il brûle assez facilement en donnant une combinaison avec l'oxygène, de teinte jaune à chaud et blanche à froid.

Dans la nature, il se présente surtout sous la forme d'une combinaison avec le soufre, grise, douée d'éclat métallique. On appelle cette combinaison stibine.

L'antimoine à l'état pur n'est d'aucun usage industriel . Mélangé au plomb, il constitue le plomb dur (hartblei) (p. 68), et aussi l'alliage dont on fait les caractères d'imprimerie.

En médecine, différents composés de l'antimoine sont employés pour leur action émétique. Le plus connu est le tartre stibié, sel de composition complexe. *

En raison de l'ensemble de ses propriétés chimiques, il y aurait eu lieu de rattacher l'antimoine à l'arsenic, dont il est très'voisin à beaucoup d'égards. Cependant, les caractères métalliques sont si prononcés dans l'antimoine et dans le bismuth, qui se rattache à l'antimoine, qu'il a paru plus convenable de les placer dans ce dernier groupe.

Le bismuth est un métal cassant, blanc, un peu teinté de rouge; comme l'antimoine, il conserve son éclat dans les conditions ordinaires, et ce n'est qu'à une température plus élevée qu'il se combine en quantités appréciables avec l'oxygène de l'air. Il fond assez facilement. Il existe dans la nature à l'état libre; on le trouve en outre combiné avec [le soufre.

On emploie le bismuth en alliage avec divers métaux; de plus certaines de ses combinaisons sont utilisées en médecine.

Il faut rattacher au groupe de l'antimoine et du bismuth plusieurs métaux rares que nous ne ferons ici que nommer; ce sont le vanadium, le niobium, le tantale. On peut également placer ici le gailium et Vindiumj quoiqu'ils soient apparentés de moins près à ce groupe.

Uétain est un métal connu depuis Tantiquité, de couleur blanche, assez résistant à l'action de l'eau et de Tair; il fond facilement.

Il se trouve dans la nature presque uniquement sous la forme d'une combinaison avec l'oxygène, la cassitérite, dont il est facile de le retirer en faisant fondre ce produit en présence de charbon. La facilité de la préparation explique qu'il ait été connu si tôt.

On emploie l'étain métallique à la fabrication d'ustensiles, tuyaux, etc., pour lesquels sa résistance, notamment à l'humidité, est d'une utilité essentielle. De plus, on recouvre d'étain d'autres métaux comme le fer ou le cuivre, pour prévenir la formation de leurs composés oxygénés. Dans le cas du fer, on a pour but la conservation des objets; dans le cas du cuivre, on évite la formation de combinaisons dangereuses (par exemple dans les ustensiles de cuisine).

L'étain entre également dans divers alliages; à l'état d'amalgame d'étain, c'est-à-dire mélangé au mercure, il sert à recouvrir les miroirs.

Les composés de l'étain sont employés surtout dans la teinturerie et dans l'industrie chimique.

A l'étain se rattachent plusieurs métaux assez rares, qu'il y a lieu de nommer maintenant. Ce sont le titane, le germanium, le zirconium, le thorium. L'oxyde de thorium forme l'élément essentiel des « manchons à incandescence ».

L'or est un métal jaune, lourd, qui ne se modifie en présence de l'air ni à froid ni à chaud, et qui reste également insensible à beaucoup d'autres actions chimiques. Quand on chauffe celles de ses combinaisons dont les autres éléments peuvent se volatiliser, il reste à l'état pur comme résidu. Aussi peut-on en faire le type du métal « noble », c'est-à-dire qui répugne à toute combinaison chimique.

Dans la nature, l'or se trouve presque toujours à l'état métallique. Il est quelquefois mélangé ou allié à d'autres métaux nobles, en particulier à l'argent.

L'usage de l'or comme parure et comme monnaie est bien connu. Sa rareté le rend d'une valeur considérable ; son inaltérabilité le rend propre à servir de monnaie.

Les composés de l'or n'ont pas d'application importante; c'est avec l'aide du chlore qu'on les obtient le plus commodément.

Le platine esV un métal gris très difficilement fusible, qui, au point de vue des combinaisons chimiques, se comporte de la même manière que l'or. Aussi, l'emploie-t-on à la fabrication d'appareils de chimie qui ont besoin d'être résistants à la fois aux hautes températures et aux fortes actions chimiques. A cet égard il ne sert pas seulement dans les laboratoires, mais aussi et souvent dans l'industrie.

Qoo^Q:

Dans la nature il se trouve à l'état libre, mélangé à d'autres métaux de propriétés analogues. Ces métaux, étant beaucoup plus rares encore que le platine, ne sont employés qu'exceptionnellement. Ce sont le ruthénium, le rhodium, le palladium, V osmium et V iridium.

Historique. — La notion à* élément apparaît déjà dans la philosophie grecque, mais avec un sens tout différent de sa signification moderne et en désaccord avec l'expérience. L'opinion la plus répandue était celle d'Aristole, qui admettait quatre éléments : le feu, l'air, l'eau et la terre. On ne concevait pas ces éléments comme les principes constitutifs de toutes les substances, mais plutôt comme les représentants des quatre propriétés fondamentales, qui étaient pour Aristote l'humidité, la sécheresse, la chaleur et le froid.

Au cours du lent développement des connaissances chimiques pendant le moyen âge, on s'aperçut que ces propriétés fondamentales avaient été choisies d'une manière très malheureuse, et que d'autres propriétés étaient en rapport bien plus étroit avec les modes d'action des diverses substances. On chercha des représentants à ces propriétés. On donna pour représentation sensible aux propriétés métalligues, le mercure; à la combustibilité, le soufre; à la solubilité dans l'eau et à la faculté d'avoir une saveur, le sel; à V inaltérabilité sous l'action de l'eau et du feu, la terre. On considéra ces quatre matières comme les éléments. Cette conception, elle aussi, reposait principalement sur l'idée que les propriétés représentées par ces éléments pouvaient être à volonté communiquées et retirées à la « matière » indifférente à l'aide d'opérations convenables. C'est conformément à ces vues théoriques qu'on s'efforçait de communiquer par des moyens artificiels les propriétés de l'or, le métal le plus précieux, à des métaux de moindre valeur, et ainsi de faire de l'or.

De même que le résultat négatif de toutes les tentatives pour réaliser un perpetuum mobile, conduisit à la loi positive de la conservation de l'énergie, de même le résultat négatif des tentatives pour faire de l'or conduisit à cette loi positive: on ne peut produire les éléments qu'au moyen de leurs combinaisons, et jamais en partant d'autres éléments ou de combinaisons où n'entrent pas les éléments cherchés. En d'autres termes, il y a une loi de la conservation des éléments: elle porte que par des processus chimiques quelconques, exécutés avec des quantités déterminées d'éléments déterminés, on ne peut obtenir que ces mêmes éléments avec leurs quantités primitives (ou des combinaisons de ces éléments telles que les quantités primitives soient conservées), et jamais d'autres éléments.

Qoo^Q:

La connaissance de cette loi n'a pas été obtenue d'un seul coup par un savant déterminé ; elle s'est établie peu à peu comme un résultat de l'expérience universelle. Elle est née en même temps que la notion de l'élément conçu comme matière pondérable (au sens expliqué page 52. Tandis que dans l'antiquité et au moyen-âge les éléments étaient essentiellement des propriétés attachées aux substances, les éléments au sens moderne du mot sont les matières les plus simples auxquelles arrive l'analjse chimique. L'élaboration de cette nolion, dans ce qu'elle a d'essentiel, est l'œuvre du chimiste et physicien anglais Robert Boy le (\ ers 1660).

C'est surtout au xviii* et au xix* siècles qu'on a appris à caractériser et à distinguer les divers éléments. En particulier, au début du XIX* siècle, l'anglais H. Davy découvrit les métaux légers, dont les oxydes avaient été jusqu'alors considérés comme des éléments, parce qu'on ne savait les décomposer. 11 établit aussi la nature élémentaire des halogènes.

Une méthode féconde de découverte d'éléments nouveaux a été trouvée au milieu du xix*' siècle par le chimiste allemand Robert Bunsen, Il enseigna à reconnaître d'après les radiations émises par les vapeurs incandescentes des diverses substances, les éléments qui entrent dans ces substances. Lui-même, par ce procédé, découvrit deux éléments nouveaux, et presque toutes les découvertes qui ont eu lieu depuis dans ce domaine ont été faites à l'aide de sa méthode, qu'on appelle V analyse spectrale.

Qoo^Q:

LOXYGÈNE.

Oénéralités. — Nous entrons avec ce cliaphre dans relu de [dus détailK''é dcâ éléments considérés en parliculier et de leurs combîliaisons. Nous observerons, en général, l'ordre suivant : traiter, à propos de chaque élément» de ses combinaisons avec les éléments antérieurement étudiés.

En méuie temps que nous ferons riiistoire naturelle descriptive de^ diverses matières^ nouslrailerons des /o/j générales de la cblmie, en expliquant cliaeunc d^cnlre elles, au moment où il y aura Heu de rappliquer pour la première fois. Nous avons cliereUé à ordonner l'ensemble du sujet de façon à réaliser ces deuï coodi lions, sans jamais sacrifier ni Tune ni Taulre,

A roecasion des lois chimiques, nous parlerons de lois et de relations qui, d'ordlnairej !<onl expliquées en physique. C'est que la connaissanecdeces lois est de grande imporlance pour I^inteUigenee exacte des phéuom^^nes chimiques; et il est nécessaire de les présenter sous raspect qui rend possible au cbimiste leur application immédiate.

L'oxygène — Les explications présentées à propos du phéuomi'ne de la comiuistion nous avaient donné une connaissance souimaire de Poitjgène, en tant qu'élément jouant un r<!>le essentiel dans ce phénomène (p, 45). Mais nous n'avions défini celte matière que dans la mesure où il le fallait pour notre but imniédiat» Il s^tgit tuaintenant de compléter nos connaissances sur l'oxygène .

Préparation par le cblorate d© potaasiiun* — La [ireparatioa de l'oxygène par l*oxjde de mercure est, comme nous l'avons vu, une

opération qui exige une température assez élevée, cl qui, de plus, s'accoJUjdit lentement* Aussi, est-il désirable, pour étudier de plus près les propriétés de T oxygène, d*en avoir une source plus abondante, il y a bien dans Tair des quantités énormes d'oîtygène, mais îl est difficile de le débarrasser des autres matières avec lesquelles il y est mélangé.

Qoo^^

l'oxygène. 7>

La substance connue sous le nom de chlorate de potassium, qu'on emploie comme médicament, pour les feux d'artifices, pour la fabrication des matières explosives, etc., nous fournit la source d'oxygène pur que nous cherchons.

En employant le même moyen qu'avec l'oxyde de mercure, c'està-dire en chauffant, nous pouvons retirer du chlorate de potassium de l'oxygène en bien plus grandes quantités et à une température bien plus basse. La production d'oxygène devient encore plus facile si l'on mélange au chlorate de potassium certains autres corps; par exemple le bioxyde de manganèse, dont nous avons déjà parlé (page 65), active beaucoup le dégagement. Il le fait sans subir luimême de changement (*); la raison de cette action sera expliquée plus lard.

Si nous chauffons une certaine quantité de chlorate de potassium, mélangée au quart de son poids de bioxyde de manganèse, dans un ballon en verre mince muni d'un tube de dégagement, nous observons bientôt une production de gaz si rapide qu'il faut, de temps en

Fig. I.

temps, éloigner la flamme pour que la pression •du gaz dégagé ne fasse pas sauter le ballon. Nous recueillons le gaz, comme précédemment, dans des flacons sur la cuve à eau {Jig- 1 1).

( * ) Le bioxyde de manganèse peut, à lui seul, fournir de l'oxygène si on le chaufle, mais non à la température à laquelle se décompose le chlorate de potassium.

Qoo^Q:

CBAPITRE V.

Comment on reconnaît Toxygène. — Il faui, loui d'abord, nous assurer que nous avons rctllement a (Taire à de roTjgène. Dans ce Util, nous nous rappelons que nous avions reconnu l'oxygène à ce qu'il rallumait un morceau de bois encore rouge que nous en apprc*chions. Nous répétons Teipéricnce avee le gax dégagé par le chlnrate de potassium, el nous observons le même phénomène. Un boni de bois incandescent est un réactif de l'oijgène, et la réaction consiste en ce qu'il s'enflamme.

Explication de cette réaction- — Comme la combustion du bois dans l'air se fait aux dépens de Toxygène que l'air contient, on peut

se demander pourquoi le phénomène prend dans l'oijgène pur el dans l'air des aspects si profondément distincts. Voici la réponse.

La combustion du bois engendre une certaine quanlilé de chaleur, qui sert à chaufler les produits gazeux de la combustion; el plus la température s'élève, plus la lumière émise devient brillante el la combustion rapide. Quand la combustion u lieu dans Vair, la chaleur produite ne chauRb plus seulement les gaz résultant de la combustion, mais aussi l'azote que Tair contient mélangé à Poxjgène, et qui est quatre ïuh plus abondant que cet oxygène. La quantité de matière à chauITer étant alors bien plus grande, la température ne s'élève pas autant, et les phénomènes de combustion sont beaucoup moins vils dans Tair que dans Tox^gène pur.

On peut vérifier ce résultat obtenu déduclivement (page 5o) en mélangeant l'oxygène à d'autres gaz qui ne sont ni combustibles, ni propres à entretenir la combustion; dans un mélange de ce genre, la vivacité de la eombuslion ap|)anift etTcctivement comme beaucoup moins grande; et si la proportion d oxjgène est faible, il ne se produit plus aucune combustion vive.

CombusUon d'autres substances. — ^ De rexplîcation qui vient d'être donnée il résulte que d'autres matières qui sont combustibles dans Taîr doivent présenter dans l'oxygène des combustions plus vives. On peut même s'attendre k ce qu*il y ait des matières qui, dans l'air ^ ne peuvent entrer en combustion vive, faute d'j atteindre la température nécessaire, mais qui entrent en combuslion vive dans Toxjgène pur^ L'expérience conlirme ces deux raisonnements.

Le premier de ces deux phénomènes s*observe dans le cas du soufre et du phosphore. Le soufre brûle dans l'air avec une faible tlamme bleue, à peine visible au grand jour. Mais si, â l'aide d'une longue cuiller ea fer, on transporte du soufre qui brûle dans un

l'oxygène. 77

flacon rempli d'oxygène, il s'enflamme énergiquement et brûle rapidement avec une flamme bleue éclatante.

La dilTérence est encore plus nette pour le phosphore. Allumons du phosphore dans une cuiller à long manche, il brûle dans l'air avec une flamme jaune blanchâtre, pareille à celle d'une bougie. Si l'on met la cuiller dans l'oxjgène, le flacon se remplit aussitôt d'une clarté éclatante comme la lumière du soleil.

Combustion du fer. — Comme substance qu'il n'est pas facile de faire brûler dans l'air, nous avons par exemple \e fer. Si l'on chaufie dans l'air un morceau de fer, un ressort de montre par exemple, il s'unit sans doute à l'oxygène, et par cette combinaison se transforme en une masse grise, cassante, qui saute en morceaux si l'on essaye de la ployer. Mais il ne brûle pas, et ce n'est qu'en jetant dans la flamme des petits morceaux de fer (p. 42) qu'on peut les chauffer assez fort pour qu'ils brûlent*

Dans l'oxygène pur la combustion du fer est bien plus facile. Un mince ressort d'acier, au bout duquel on a fixé un morceau d'amadou ou une amorce, brûle dans l'oxygène comme du bois. D'abord l'amadou en brûlant donne une flamme vive, sous l'action de laquelle le bout du ressort est porté au blanc ; puis le fer commence à brûler en jetant des étincelles, et le produit de la combustion tombe au fond par fragments successifs sous forme de scories chauffées à blanc. Pour que le flacon n'éclate pas, il est bon qu'il ait été préalablement rempli d'eau jusqu'au tiers.

Oxydes. — Presque tous les éléments chimiques peuvent s'unir à l'oxygène et former ainsi, en augmentant de poids, des matières nouvelles. D'après le nom de cet élément (nom qui est tiré du grec), on donne à ses combinaisons avec les autres éléments (et aussi avec certains composés) le nom à^oxydes. Ainsi l'oxyde de mercure, comme nous l'avons déjà vu, est un composé de mercure et d'oxygène. L'oxygène et ses composés sont universellement répandus dans la nature. Comme il existe dans l'air atmosphérique qui enveloppe toute la surface terrestre et en pénètre tous les replis, les substances qui peuvent se combiner avec l'oxygène à la température ordinaire ont dû le faire abondamment au cours des âges. C'est là une des raisons qui font que les composés de l'oxygène sont si répandus dans la nature.

Pourquoi il subsiste des matières combustibles. — Les matières combustibles, c'est-à-dire capables de se combiner avec l'oxygène.

Qoo^Q:

GEfAl^ITÏiE V,

esLÎstc^nt dans la nature en grandes niasses à rétal de niati^r^s non uxjdéeî^, et il y a !îeij de se demander pourquoi elles n^onl pas brûlé depuis longtemps, x\ïnsi, un morceau de charbon ou de soufre peut restera Tair des années et même des siècles sans subir de comhuslion- Pour i|u1l lïnllc il faut t|ii^îl soil ïillumé-^ et nous devons nous demander (|uelle condition Douvelle se trouve réalisée par le lait qu'on Fallu me*

1/acte d'allumer consiste ft cliaurTer une partie dti corps combustible jusqu'à une tempéra lu re élevée (de 5oo" à 600** environ). La façondont on pruduil celte élévation de température est indilTcrente; ce qui importe j c^est d'une part h température et, d'autre part, la présence de l'oxygène. La parlie chauiTée commence è briller; et, par suite de cette combustion, il se dégage une certaine quantité de chaleur qui échauffe les parties voisines du corps considéré. La combustion se propage dans ces parties, et ainsi se poursuit le phénomène jusqu'à ce que tout soit consumé.

La seule chose par laquelle les parties qui brûlent se distinguenl de celles qui ne brûlent pas est la température. 11 semble d'après cela *[ue Taptilude à se combiner avec Toxygène n'ap[Kiraîsse dans la plupart (les substances qu'à une température élevée. Cependant cette interprétation ne serait pas tout à fait exacte. Si l'on fait les recherches appropriées, on ne trouve pas de température à laquelle exaclenient la combustion commence, de telle sorte quViu-dessous de ce point il ne se produise pas de combustion. II y a, au contraire, transition insensible.

Les matiére*i cumlmstibles s'unissent donc avec l'os-ygéne à toutes les tempérât uresj mais avec des vitesses très variables* F*lus la tem- [Kîrature est élevée, plus la combinaison a lieu rapidement ; quand la lcm|îérature baisse, le pliénoniène devient de [dus en plus lent et diminue bientôt au point d^échapper à l'observation.

Combustion lente. — Un corps peut donc, à certaines tenq>ératurc^ lUfty canes, commencer à se combiner avec Toxygène sans pour cela s'enilamnier. Il ne s^enilaminc que quand la chaleur développée par la combustion a porté les parties voisines de ceUe qui brûle à une température telle, qu'elles aussi se mettent à brûler avec une vitesse suiTisanlc. La température atteinte par ces parlies voisines dépend, d'une part, de la quantité de chaleur qui leur est fournie [ïar la combustion ; d'autre part, de la quantité de chaleur qu^elles perdent par rùiulnction et par rayonncuicnt. C*est seulcmenl quand la chaleur fournie dépasse assez la chaleur jîcrduc pour maintenir la

l'oxygène. 79

température de combinaison rapide, que la combinaison rapide peut avoir lieu. Il s'ensuit que, dans la mise en train de la combustion spontanée, la forme et la disposition des matières ont autant d'importance que leur nature. C'est d'ailleurs ce que nous apprenons par une expérience quotidienne en allumant nos combustibles usuels.

Influence de la température sur la vitesse de combustion. — La loi d'après laquelle la vitesse des phénomènes chimiques, autrement dit le rapport des quantités de matière transformées au temps nécessaire à la transformation, croît rapidement quand la température s'élève, est tout à fait générale et s'applique à toutes les espèces de phénomènes chimiques. D'une façon générale, nous n'avons pas de raison d'admettre qu'aucun phénomène chimique puisse se produire seulement à de hautes températures et non à des températures moins élevées. Quand nous ne remarquons pas de changement, cela tient uniquement à ce que le changement est trop lent pour que nous puissions l'observer.

Notre provision de houille se consume dans notre cave aussi bien que dans le poêle ; seulement dans le premier cas la lenteur du phénomène est telle que, même au bout de plusieurs années, nous ne trouverions pas de diminution appréciable de la quantité de houille. Si de grandes quantités de houille sont placées dans des conditions qui s'opposent à la dissipation de la chaleur produite par la combustion lente, la température s'élève, le processus s'accélère, et il peut devenir assez rapide pour se transformer en combustion vive. Ce phénomène est ce qu'on appelle Y inflammation spontanée du charbon.

Propriétés physiques de l'oxygène. — Pour déterminer la densité de l'oxjgène il faut mesurer le poids d'une quantité donnée de ce gaz et le volume qu'elle occupe (p. 33). Il est facile de mesurer le volume à l'aide d'un tube de verre gradué en centimètres cubes. Le poids est plus malaisé à déterminer, car l'oxygène étant léger, il faudrait se servir de grands récipients qui rendraient la pesée incommode. Aussi emploierons-nous un procédé indirect.

Le chlorate de potassium, comme nous l'avons vu, donne de l'oxygène quand on le chauffe. Il reste dans le récipient une substance de couleur blanche ; aucune autre matière ne résulte de la décomposition. Si donc on détermine le poids du chlorate de potassium employé, et après la réaction le poids du résidu, la différence est égale au poids de l'oxygène produit. En recueillant l'oxygène dans un réci-

Qoo^Q:

picnl approprié {fig~ ii), on peuL lire son volume el évaluer sb

dçnsilé suivant la formule

Si Ton fait Texpénence avec un gramme de chlorate de potassium. un trouve qu'après décomposition intégrale, Tappareil étant revenu

Fig. la.

a la température ordinaire, l*oxygene produit occupe en thifTres ronds 290"^°**. La ^)erte de poids subie par le chlorate de potussîiiins*élèvc à u^^JnyA. La densité de Foiygène est donc o,oot35.

Température normale et pression normale. — Ce résultai n'est pas encore défini avec assez de précisiou. Le volume occupé par un gaz dépend, dans une large mesure, de la température et de la pression, et, par suite, on obtiendra pour la densité des valeurs notablement dîlTérentes en la mesurant dans des conditions variées, Pour ce motif, on a établi une convention sur la température et la pression normales auxquelles doivent élrc déterminées les densités des gaz. Ou a adopté eomiue température normale celle de la glace fondante ; elle correspond au zéro de nos thermomètres.

Pour pression normale on a pris la pression moyenne de Tatmosphèrc, que Ton admet égale a celle d'une colonne de mercure de 76*^"» de hauteur-

l'oxygène.

Mais comme la densité du mercure dépend, elle aussi, de la température, il faut ajouter que la température de ce métal doit être de o**. Sous cette condition, la densité du mercure est de i3«, SgS; une colonne de mercure de i*^"' de section et de 76*™ de hauteur pèse

7G X 1*3,795 = io33*,a.

Ainsi la pression d'une atmosphère est égale, pour chaque centimètre carré, à l'action d'un poids de io33b, soit un peu plus d'un kilogramme (*).

possible de mesurer le pression atmosphérique

Fig. i3.

Loi de Boyle. — Il n'est pas toujours volume de l'oxygène gazeux à 0° et sous la normale, et l'on a besoin de rapporter à ces conditions les mesures exécutées dans des conditions différentes.

Mais pour cela il faut savoir comment se comporte l'oxjgène lorsque varient la température et la pression.

En ce qui concerne la pression, on se sert de l'appareil que représente la ligure i3. L'oxygène est renfermé dans un tube gradué qui aboutit en bas à un tuyau de caoutchouc dont l'autre extrémité est reliée à un récipient qui peut se déplacer. Une partie du tube, le tuyau et le récipient sont remplis de mercure. En élevant et en abaissant le tube on peut faire varier la pression à laquelle l'oxygène est soumis.

Le volume occupé par l'oxygène se lit sur le tube gradué. La pres-

(*) Le poids d'une masse doanée varie légéremeQt suivant les lieux, et Tunité de masse que nous venons de définir est soumise aux mêmes variations. Quand une précision rigoureuse est nécessaire, on suppose que la détermination du poids est faite au niveau de la mer, sous 45<* de latitude; c'est-à-dire qu'on ramène par le calcul à ces conditions la valeur obtenue dans la mesure.

Il est mieux encore d'employer les unités absolues. La force avec laquelle agit une masse de is en vertu de la pesanteur, au niveau de la mer et sous 4^** àe latitude, étant égale à 980,53 unités absolues (p. 29), la pression de l'atmosphère est de /

980,53 X io33,2 = ioi3i3o, 0'- ' '-

c'est-à-dire très voisine de lo* unités absolues. Une colonne de mercure de 75"", au lieo de 76*"*, donnerait presque exactement une pression de 10* unités absolues.

sioo en cenlimètres de mercure est égale à la somme de la pression almosphérique extérieure (mesurée par la hauteur barométrique) el de la différence de hauleyr entre les deux surfaces du mercure dans l'appareil, 11 faut donner le signe moins à la valeur de celte difTérence ^uand la surface libre extérieure du mercure est plus basse que celle qui délimite le volume d 'oxygène. On mesure à Taide de cet appareil un certain nombre de valeurs correspondantes du volume et de la pression.

Des mesures de ce genre, exécutées avec grand soin par divers pbj'siciens, ont établi qu'il existe entre le volume et la pression une relation très simple. Si l'on désigne par/»» eip^ deux pressions quelconques, et par ç^ et t'a les volumes d^ oxygène correspondants, celle relation est exprimée par la formule

p^i^i =pi^t*

Ainsi la pression est en raison inverse du volume, autrement dit lotis les produits d'une pression par le volume correspondant sont égaux. La loi que nous énonçons ici pour t'oxygène n'est pas spéciaie à celle matière^ elle s'applique également à tous les autres gaz. Elle a été découverte en j(36o par Boy le et porte son nom.

Loi de Gay-Lnssac et Dalton. — La pression n'est paî» la seule

cireonslance qui agisse sur le volume des gaî. Ce volume varie aussi Mg, t4. avec la température : il augmente ou diminue selon que la température s'élève ou s'abaisse* Pour déterminer la valeur de ces variations il faut préalablement que nous choisissions, outre la température de la glace fondante, une seconde température fixe. On prend comme second point {\xç la teuqié rature de Teau bouillante, au jdus exactement, comme celte température varie avec la pression, celle de Teau bouillante sous la pression d'une atmosphère (^ô'^"* de mercure).

Pour mesurer la variation du volume entre ces deux

températures nous nous servons du même appareil qui

j^3 nous a servi a établir la loi de Boyle {fig- i4)* ^ t**b^

^\ gradué qui contient l'oxygène est entouré d'un manchon

M de verre où nous avons introduit de Teau et des morceaux

de glace. L'oxygène prend rapidement la température de

la glace fondante^ et, si nous plaçons le récipient extérieur de telle

manière que les deux surfaces du mercure soient au même niveau,

l'oxygène. 83

nous pouvons lire sur la graduation le volume occupé par l'oxjgène à o® et sous la pression atmosphérique du moment de Texpérience.

Enlevons maintenant la glace et introduisons de la vapeur d'eau dans le manchon. L'oxygène augmente de volume, et après avoir r€mis au même niveau les deux surfaces de mercure, nous pouvons lire le volume occupé par l'oxygène sous la même pression que tantôt, mais à la température de l'eau bouillante. Des mesures exactes ont montré que ce volume est augmenté dans le rapport de I à 1,367.

Cette relation^ elle aussi, a été reconnue universelle ; c'est une loi qui est valable pour tous les gaz. Le nombre trouvé ne représente donc pas une propriété spéciale à l'oxygène, mais une propriété générale des substances à Tétat gazeux. La loi d'après laquelle tous les gaz se dilatent également lorsqu'on fait varier leur température de la même façon, a été découverte simultanément en 1801 par Dalton et par Gay-Lussac; on l'appelle ordinairement loi de Gay- Lussac, Elle est exprimée par la formule

dans laquelle Vt représente le volume à la température ^, i'o le volume à la température de la glace fondante, et ale~^ de la dilatation entre le point de fusion de la glace (o^'C.) et le point d'ébullition de l'eau (100** C). Numériquement a est égal à o^oo362

^ OetTe formule représente la dilatation à partir du point de fusion de la glace. Si l'on veut avoir la dilatation entre deux températures quelconques t et /', on applique la formule à ces deux températures, et l'on élimine v^ entre les deux équations obtenues. On a ainsi

al i-hOLt

par OÙ l'on voit que, en divisant par la quantité i + a/ le volume observé à la température /, on obtient le volume correspondant à la température normale o®.

11 convient d'insister sur ce fait que la quantité a est le -j-^ de la dilatation de l'unité de volume entre le point de fusion et le point d'ébullition, et non le ~j de la dilatation entre une température i quelconque et la température plus élevée de 100** C. Comme il est . facile de s'en rendre compte, la valeur numérique de a, le coefficient de dilatation des gaz, dépend de la température choisie comme point de départ.

ÇiOo^z

84 cuAPiTRi: V,

Échelle des températures. — Comme la dilaLalioii |.iar la chaleor il la mémo valeur [Knir loii!^ les gaz, quelle que Mnl leur nature, on se sert de leur %ariali(}ii de volume jiour ^^raduer la Icmpt^Talure. On appelle o" la tempéralure de la glace fondante et loo" la température de l'eau qui boul sous la pression atmosphérique. Ou divise T intervalle en loo parties ou degrés qui sont proportionnels aux ehaugemenLs de volume. Pour distinguer eelle graduation d'autres modes de subdivision qui sont ëgalementen usage, on W]\^^\\e graduation ventigrade (ou encore échelle de Celsius) et on la désigne par la It^lLre C.

Si la limite du volume occupé à la température delà glace fondante par une quantité donnée d'oxjgène ou d'un autre gaz, dans un tube cylindrique {fig* lo), se trouve à la division marquée o" C.j le volume correspondant à la température d*ébullition de l'eau s'arrêtera à leudroil désigné par 1 00"^ C.;, et les volumes oe et ox seront entre eux dans

le rapport — ^^- On divise en 100 parties la longueur es, et ebaque

partie représente t** C. Un tube de ce genre, dans lequel le ganserait enfermé par un piston très mobile, et qu'on aurait gradué comme nous venons de Tindiquer, pourrait évidemment servir de tberniomètre, c'esl*à*dire d'instruuieuL i>our la mesure des températures*

Zéro absolu. ^ Les températures que Ton observe ne sont pas toutes comprises entre le point de fusion de la glace et le point d'ébullition de TeaiK Au delà du point d'ébulHtîon, le thermomètre (|ye nous venons de décrire peut être prolongé indéHni nient, car on ne peut imaginer de limite supérieure dcs^températures.

Dans Taulre sens, au contraire, notre thermomètre est bmité, car nous n^avons qu'un nombre déterminé de degrés à retrancher pour atteindre le point où le volume est nul. On calcule ce nombre de la manière suivante : si Vun pose que !e volume oe est égal à 1, le volume es :^= 0,367; *" '*'^ «Icj^ré est le -j-J-j de es^ le volume d'un degré est donc o/^oSti^; et nous ne |>ouvons porter en deçà du zéro qu*un nombre de degrés égal au quotient de Tu ni té par OjOo3 67- Or

=^ '2^3* Si nous pouvions abaisser la température de 273* C,

au-dessous du point de fusion de la glace, l'oxygène ou tout autre gas occuperait un volume nuK

Abstraction faite de ce que tous les ^az se liquéfient avant d/arriver à cet état, jusqu'à présent ou n^a pas encore réussi pratiquement à |irodtiirc une tempéra lu re aussi basse. Le point le plus bas qu'on ait jamais atteint est a63^ au-dessous du point de fusion de la glace^ et

Qoo^^

l'oxtgéne.

Fig. i5.

étanl données les difficultés croissantes qui s'opposent à ce qu'on aille plus loin, il est très vraisemblable qu'on n'atteindra jamais le point — 278"*. On appelle ce point le zéro absolu.

Température absolue. — En désignant par o'' la température de la glace fondante, on s'oblige à donner aux températures moins élevées des valeurs négatives. Cela est non seulement arbitraire, mais aussi en un certain sens absurde, puisqu'il n'existe jamais entre des températures différentes la même relation qu'entre des quantités positives et des quantités négatives au sens mathématique du mot. Aussi les savants ont-ils adopté une autre manière d'évaluer la température. On prend comme zéro cette température inaccessible qui est à 278® C. au-dessous du point de fusion de la glace, et l'on compte à partir de cette température avec la même graduation que dans le thermomètre centigrade.

Outre l'avantage d'éviter absolument les températures négatives, ce mode de. graduation a encore celui de donner à la loi de dilatation des gaz une forme particulièrement simple : le volume devient simplement proportionnel à la température. Si dans notre thermomètre à gaz (Jig. i5) on divise le vo- ^ ^^^ lume oe en 278 parties et qu'on prolonge au delà de e cette graduation aussi loin que l'on veut, le volume gazeux mesuré en ces unités donne immédiatement la valeur numérique de la température. ^ - /^ ^/^ On appelle la température mesurée de cette façon température absolue, par opposition à la graduation de Celsius, qui part de la glace fondante. La relation qui relie entre elles les deux échelles est très simple, car la valeur des degrés absolus est plus élevée de 278 unités que les degrés de Celsius. En représentant les premiers par T, et les seconds par ^, on a la relation

dans laquelle il faut, bien entendu, compter les températures de

Celsius négatives avec leur signe, c'est-à-dire les retrancher de 278.

Pour distinguer les expressions numériques qui représentent les

températures absolues des chiffres centigrades, on les fait suivre de

la lettre A. On a donc

Qoo^Q:

CKAPITBE V.

Application simultaitée des Lois relatÎTsa aux gaz. — Dans les

cx[i) 14 allons *(ui pr<.u:èdcnt, nous avons fail certaines hypothèses taciles qu'il est à présent nécessaire de formuler. Comme le volume d'im f^az df^pencl a la fois de la température et de la pression, pour que les luis relatives à Tac lion d'une de ces deux variables (loi de Bojle el loi de Gaj-Lussac) soient valables, il faut ëvidemmcnl sup- . poser que Tautre quantité variable est maintenue constante. En ld*autres termes^ la loi de Bojle n'est valable qu'à température con» «tante, et la loi de Gaj-Lussac n'e^t valable qu'à prcssicm constante. Demandons-nous maintenant d'abord comment augmente la près* slon d^in g-az si nous le cfiauflons sans laisser augmenter son volume. Fartons de la lempëralure o"^ C- el de la pression /?,j, pour lesquelles le gaz occupe le volume (^oj etchaudVms sous pression constante jusqu'à la lempératurc t°. D'après la loi de Gaj-Lussac, le volume devient

Pour ramener le gaz au volume t^o, il faut que nous élevions la pression. La valeur de la pression nécessaire nous est donnée par la loi de Bojle : les couples de icmpëralure el pression correspondantes étant d'une part r^ ^lp«T d'autre |iarl Ti, et/?^, on a

En éliminant entre ces deux équations^ soit (*o, soit r^, on obtient

c'est-à-dirt t^ue pour un changement de température, raccroissement de pression à volume constant a lieu suivant la même loi que Faccrois* somenl de volume sous pression constante. En d'autres termcsj le cocflicicnl de dilatation des gaz est égal à leur coefficient de pression*

Loi générale. — Pour le cas ou la pression el la température \ arien l f^n Jiiéme temps, on emploie le raisonnement suivant : à tem- |iérature constante, on a la relation

Si Fon fail varier la température , on a, dans le cas où la pression

reste constante,