Csm»ft>îsiais©M de l’acide carfeamiqBie à l'ammoniac

( Annalen der Chemieund Pharmacie, année 1877, tome CLXXXVII.) M. Horslmann, dans un second Mémoire, applique la même théorie au cas dont il s’agit en donnant simplement les indications suivantes :

« En général, quand un corps solide se dissocie en produisant deux gaz, de sorte que 1 molécule de ia combinaison donne m et n molécules du 1er et du 2“ élément, le mélange est en équilibre dans la période de dissociation, c’est-àdire qu’il ne se produit plus ni combinaison, ni décomposition, lorsque les pressions partielles ps et p? des deux gaz satisfont à l’égalité ;

où » est une fonction de la température seule, c’est-à-dire est constante quand la température ne change pas.

» Pour le chlorhydrate d’ammoniaque, on aurait m=n=i, d’où :

PiXP3=

» Au contraire, pour la combinaison de l’acide carbonique et de l’ammoniac anhydres, on a : «î=1 etm=2, d’où:

» D’après ces deux équations, la pression partielle de l’un des gaz doit diminuer quand celle de l'autre augmente. Mais, d’après la seconde équation, c’est-à-dire dans le cas de l’acide carbonique et de l’ammoniac, la diminution ne se fait pas sentir autant pour l’un des gaz que l’augmentation pour l’autre. »

M. Horstmann développe ensuite les conséquences de cette équation et la comparaison des résultats de l’expérience et de la théorie, absolument comme nous l’avons fait plus haut (voir III0 partie, n° HO).

150. Application à l’acide iodhyilrique. — J’appliquerai moimême la théorie de M. Hortsmann à la dissociation de l’acide iodhydrique, afin d’en comparer les résultats à ceux de mes propres expériences.

Pour ne pas avoir à faire intervenir la quantité de chaleur dégagée dans la formation du composé (1), bornons-nous à étudier l’influence exercée par l’excès de l’un des éléments à une même température, 440 degrés. Réunissons tous les termes constants en un seul C, et passons des logarithmes népériens aux logarithmes vulgaires, en multipliant par 0,434; l’équation du n° 145 deviendra :

— 2 — x + m og(l — x + m) (1 —x)’

Prenons comme point de départ le cas des proportions atomiques, où m = o, et où l’expérience a donné pour la température de 440 degrés, x — 0,76. La constante G se trouve ainsi déterminée, et l’équation prend la forme :

log

(1) La quantité dégagée par la combinaison de l’hydrogène avec ia vapeur d’iode est très faible. M. Berthelot a trouvé successivement, pour H -f I = ISS3' :

En 1867-1868. . . + 1400 calories (Bulletin de la Société chimique, année 1867, p. 64, et année 1868, p. 105).

En 1867 . — 800 calories ( Comptes rendus de l’Académie des sciences, 9 avril 1877,

En admettant que cette valeur négative doive s’appliquer aux températures de 350 et de 440 degrés (malgré le changement que peuvent y apporter les variations des chaleurs spécifiques), la formule indiquerait que la fraction de dissociation décroît avec la température, ce qui ne paraît pas conforme à l’expérience.

On a ainsi x, c’est-à-dire le rapport de la quantité combinée à la quantité de composé possible, ou, ce qui revient au même, le rapport de l’hydrogène combiné à l’hydrogène combinable. On peut en déduire, comme nous l’avons vu dans la IIIepartie'(n° -106,11), lerapportde l’hydrogène libre à l’hydrogène total, ce qui estle nombre donné immédiatement par l’expérience. On obtient ainsi les résultats suivants :

d’équivalents

Rapport dos' équivalents d’iode

de l’hydrogène à l’hydrogène

libre

Valeurs

total

d’hydrogène

d’hydrogène.

calculées.

calculé.

observe.

0,240 base du calcul

La concordance avec les résultats de l’expérience est satisfaisante.