IWOYENS DE RECONNAITRE L’ACIDE AZOTIQUE

La recherche de l’acide azotique est souvent difficile, car cet acide ne forme avec les bases aucun précipité insoluble^. On le reconnaît ordinairement par les procédés suivants :

1° L’acide nitrique libre colore en jaune la peau, la soie, les tuyaux de plume, etc.

2“ Mêlé avec de l’acide cblorhydrique, l’acide azotique forme de l’eau régale qui jouit de la propriété de dissoudre l’or. On opère ordinairement de la manière suivante : On fait bouillir pendant quelque temps, dans un petit matras, une dis solution d’acide chlorhydrique avec un petit fragment de feuille d’or ; le métal n’est pas dissous, .si l'acide employé ne renferme pas d’acide azotique. On ajoute alors la liqueur qui renferme une petite quantité d’acide nitrique, et l’on porte à l’ébullition ; l’or se dissout rapidement.

0“ L’acide azotique, chauffé légèrement avec de la tournure de cuivre, donne du bioxyde d’azote qui se transforme au contact de l’air en acide hypoazotique. La coloration rouge jaunâtre caractéristique s’aperçoit nettement en regardant le tube dans la direction de l’axe.

4“ L’acide nitrique décolore la solution d’indigo dans l’acide sulfurique de

1. Cependant l’azotute de chrysaniline monacide (C'‘®lD’Az», AzO®H) est Irès peu soluble ; ce composé se produit ininu'diatement, sous la foi itie d’un précipité cristallin, do couleur rouge rubis, quand on ajoute une dissolution de chrysaniline à une solution d’azolale de potasse. D’après Hofmann, l'azotate de chry,aniline est si peu soluble qu’il peut' être employé pour reconnaître l’acide azolique (une solution d’àzotate de potasse renfenuant 1 gramme d’ackîe azolique par litre donne un précipité avec un scl de chrysaniline).

Norclliausen. Il convient dans cette réaction, de chauffer légèrement et de n’employer qu’une très pstite quantité' de sulfate d’indigo. On augmente la sensibilité de ce procédé en ajoutant un peu d’acide chlorhydrique qui donne du chlore avec l’acide azotique. Ce chlore décolore l’indigo.

5“ On prend du- sulfate de protoxyde de fer cristallisé réduit en poudre fine, et on en fait une bouillie très claire avec de l’acide sulfurique concentré ; après refroidissement , on. ajoute la liqueur qui est soupçonnée contenir de l’acide azotique. Le mélange prend, par l’agitation, une teinte brun noirâtre, s’il y a beaucoup d'acide azotique, et une teinte rougeâtre s’il y en a peu. On peut opérer autrement : au lieu de mélanger les deux liqueurs, on met dans un verre le sulfate de fer et l’acide sulfurique et l’on ajoute avec précaution la liqueur qui renferme l’acide azotique, de façon à ce que les deux solutions ne se mélangent pas. La couche de séparation des deux liquides se colore en rouge pourpre, puis en brun ou en brun rougeâtre.

Au lieu d’employer une bouillie faite avec de l’acide sulfurique et du sulfate de fer,' on pourrait mettre dans un verre un cristal de ce sel, ajouter de l’acide sulfurique concentré et verser avec précaution la liqueur renfermant l’acide azotique, de manière à éviter le mélange.

Le cristal se recouvre d’une couche brune, plus ou moins foncée; elle est d’autant plus intense que l’acide nitrique est en proportion plus grande.

6“ Le procédé suivant est d’une très grande sensibilité pour reconnaître des traces d’acide nitrique. On sature d’abord l’acide par un alcali, potasse ou soude, et l’on évapore â siccité ; le résidu est traité par de l’acide sulfurique concentré, renfermant en dissolution une petite quantité de brucine. Il se produit une coloration rouge qui devient jaune plus tard.

7“ La narcotine, dissoute dans l’acide sulfurique concentré, est de même colorée en rouge par de petites quantités d’acide azotique ; la réaction est facilitée par une chaleur modérée.

8" On peut encore reconnaître des traces d’acide nitrique en ajoutant à la liqueur à essayer de l’acide chlorhydrique et du ferrocyanure de potassium. On chauffe et on sature par du carbonate d’ammoniaque ; la liqueur filtrée, si cela est nécessaire, donne, après addition de quelques gouttes de sulfhydrate d’ammoniaque, une coloration violette ou purpurine.

9“ La flamme de l’hydrogène est colorée par l’acide azotique en vert bronzé avec bords orangés.

10° Pour reconnaître des quantités très faibles d’acide azotique, Sprengel recommande le procédé suivant. On neutralise exactement l’acide par de la potasse, de la soude ou les carbonates de ces bases, et on évapore en siccité. L’azotate solide produit est traité par une ou deux gouttes d’une solution renfermant une partie en poids d’acide phénique dissous dans quatre parties en poids d’acide sulfurique pur et concentré et étendu avec deux parties d’eau distillée. On volt apparaître une coloration rouge brun due à la formation d’un dérivé nitré de l’acide phénique. La partie colorée est touchée avec une baguette de verre, préalablement trempée dans une dissolution concentrée d’ammoniaque, il se produit une coloration jaune intense ; quelquefois cette coloration est verte et passagère,

11“ A la place de l’acide phénique on peut employer le sulfate d’aniline. On met

570 EN'CYCLOPÉOIE CiiniIQUE.

dans un verre de montre 1 d’acide sulfurique concentré et pur, on ajoute ensuite goutte à goutte l/2'"=- d’une solution de sulfate d’aniline (10 gouttes d’aniline dans 50'-'- d’acide sulfurique étendu).

On promène circulairement sur les bords du verre de montre un agitateur, préalablement trempé dans la liqueur qui est soupçonnée renfermer de l’acide azotique. Les deux liquides se mélangent peu à peu ; on voit d’abord apparaître, s’il y a des traces d’acide nitrique, sur les bords du verre de montre, un cercle ou des stries rouge incarnat intense. Au bout d’un certain temps, le liquide prend une coloration rosée. En ajoutant un peu plus d’acide azotique, le liquide se colore en carmin. Si l’on n’observe pas toutes ces précautions et si- l’on ajoute de l’acide azotique très étendu à la dissolution renfermant le sulfate d’aniline, il se produit d’abord une coloration rouge foncé qui devient peu à peu rouge brun sale. En augmentant la dose d’acide azotique, la couleur devient de plus en plus foncée.

Un certain nombre des réactions précédentes appartenant à l’acide azoteux, on ne doit conclure à la présence de l’acide azotique qu’après s’être assuré, avec l’iodure de potassium et l’amidon, de l’absence de l’acide azoteux.

12“ On peut encore reconnaître des traces d’acide azotique en le transformant en acide azoteux.

Pour cela on ajoute à la liqueur du zinc et quelques gouttes d’acide sulfurique; on reconnaît l’acide azoteux formé soit en ajoutant quelques gouttes d’une dissolution de permanganate de potasse qui est décolorée, soit au moyen de l’iodure de potassium et de l’eau amidonnée. Dans le cas où la liqueur renferme de l’acide azoteux, l’iode est mis en liberté et colore en bleu l’amidon.

L’acide azotique est encore réduit à l’état d’acide azoteux en le chauffant avec du zinc en poudre ou mieux avec de l’amalgame de zinc.

13" En évaporant à siceité une solution renfermant des traces d’acide azotique, après neutralisation de cet acide par du carbonate de potasse ou de soude, on obtient comme résidu de l’azotate de potasse. Ce sel, fondu à une chaleur modérée, fournit de l'azotite de potasse ; pour reconnaître l’acide azoteux, on traite par l’eau la masse refroidie et on ajoute quelques gouttes d’acide sulfurique, de l’iodure de potassium et de l’eau amidonnée. 11 se produit la coloration bleue caractéristique.

ÉTAT NATUREL

L’acide nitrique se trouve à l’état libre ou à l’état d’azotate d’ammoniaque dans l’eau de presque toutes les pluies d’orage. D’après .M. Cloëz, on trouve d’ordinaire, dans l’air, de l’acide azotique ou des composés nitrés ; la quantité de ces produits varie avec les époques, mais elle est toujours fort petite et, pour en déceler la présence, il faut faire passer une grande quantité d’air dans une solution de carbonate de potasse. On y constate, au bout d’un certain temps, la formation d’azotate de potasse.

A la surface de la terre, il existe de grandes quantités de nitrates de potasse, de soude et de chaux. Ces composés se produisent sans cesse dans les lieux humides et poreux, surtout lorsqu’il s’y rencontre de l’ammoniaque; telle est l’origine des

efflorescences qui recouvrent les enduits, en plâtre mêlé de calcaire, des étables, écuries, caves, celliei’s et la partie inférieure des murailles, des maisons, etc.

Dans plusieurs pays chauds, notamment dans les Indes et en Égypte, on rencontre des gisements d’azotate de potasse qui recouvrent souvent de très grandes étendues ; ce nitrate forme, à la surface du sol, des efflorescences composées tantôt de cristaux durs, tantôt de fines baguettes, groupées sous formes de houppes.

Dans l’Amérique du Sud, sur la frontière du Cliili et du Pérou, il existe des bancs énormes de nitrate de soude qui forment des gisements, analogues à celui du sel gemme. Ce nitrate de soude, appelé salpêtre du Chili, constitue la plus grande partie du salpêtre employé actuellement dans l’industrie. (Pour plus de détails, nous i-envoyons le lecteur à l’article publié par M. Sorel sur la fabrication industrielle de l’acide azotique. Encyclopédie chimique, tome Y).

Nous allons faire connaître l’origine de ces composés nitrés.

NITRIFICATION.

L’acide azotique peut prendre naissance :

1“ Par la combinaison directe de l’azote avec l’oxygèiie en jirésence de l’eau ou des bases alcalines -,

2“ Par l’oxydation de l’ammoniaque ;

3“ Par l’oxydation des matières organiques.

Combinaison directe de l’azote avec l’oxygène. — Cavendish a réalisé, le premier, la synthèse de l’acide azotique en faisant passer une série d’étincelles électriques dans un mélange d’azote et d’oxygène en contact avec de l’eau de chaux. II remplissait un tube en U de mercure et le renversait sur deux vases -qui contenaient aussi de mercure. A la partie supérieure du tube, il introduisait le mélange d’azote et Fig. 107.

d’oxygène et la dissolution d’eau

de chaux. Le mercure de l’im des vases était mis en communication avec une machine électrique et le mercure de l’autre vase communiquait avec le sol au moyen d’une petite chaîne de fer ; après le passage d’un grand nombre d'étincelles, Cavendish a constaté que la dissolution renfermait de l’azotate de chaux. La potasse donne un résultat analogue, mais d’une manière plus rapide.

L’expérience peut être disposée autrement : on fait communiquer, au moyen de tiges de platine C et B et de fils D et G, un ballon plein d’air sec avec une maebine de Ruhmkorff E, marchant à l’aide de deux éléments de Bunsen ; il se produit, dans cette expérience, des vapeurs rutilantes d’acide hypoazotique (MM. Becquerel et Frémy). Cet acide hypoazotique fournit do l’acide nitrique quand on le met en présence de l’eau ou dos bases.

Cette dernière expérience est très importante, car elle explique la présence de

l’acide nitrique dans l’eau des pluies d’orage. D’après Sciiônbein, l’étincelle électrique ne combinerait pas directement l’azote et l’oxygène, mais produirait de l’ozone qui déterminerait l’oxydation de l’azote.

Fig. 108.

La chaleur détermine, comme l’électricité, la combinaison de l’azote avec l’oxygène, car Davy a constaté la formation d’acide azotique en introduisant dans un mélange d’azote et d’oxygène humides un fil de platine qu’il faisait rougir an moyen d’un courant électrique. Quand les gaz sont secs, on obtient de l’acide hypoazotique.

Toutes les fois qu’un phénomène d’oxydation s’opère dans l’air en présence de Teau ou des bases, l’azote se combine avec l’oxygène en donnant de l’acide azotique, pour ainsi dire par entraînement. Ainsi la combustion de l’hydrogène dans un excès d’oxygène fournit en présence de l’azote des composés nitrés. Dans cette expérience, l’oxygène ne doit pas être dilué par une trop forte proportion d’azote, afin que la température de combustion de l’hydrogène soit suffisamment élevée.

M. Boussingault a établi que, dans la combustion du charbon au contact de l’air, il se forme toujours une petite quantité d’acide azotique ; ce savant admet que cet acide prend naissance dans les combustions lentes des matières organiques qui s’opèrent dans le sol.

La combustion dans Tair de l’alcool, de la cire, des corps gras, des gaz d’éclairage, etc., fournit de petites quantités d’acide nitrique et surtout d’azotite d’ammoniaque (Chevreul, Bence-Jones, Schonbein). Pour constater la présence de ces composés, il suffît de condenser les produits de combustion et de saturer la liqueui par de l’oxyde de plomb.

On reconnaît, par les réactifs ordinaires, l’acide azoteux et azotique. D’après Bence-Jones, l’acide azotique se produirait constamment dans l’économie animale soit par la combustion des matières organiques azotées, soit par celles de l’azote même qui pénètre dans la circulation.

' L’oxydation lente du phosphore humide au contact de l’air provoque la nitrification de l’azote. D’après Schonbein, les fumées blanches que le phosphore émet à l’air renferment de l’azotite d’ammoniaque, dû à l’ozone produit par l’oxydation

du phosphore. Il pourrait même se produire de l’acide azotique par suite de l’action ultérieure de l’ozone sur l’acide azoteux.

Quand on laisse de l’eau s’évaporer, goutte à goutte, dans un vase d’argile ou de métal, chauffé à une température élevée, mais inférieure au rouge, les vapeurs condensées renferment de l’azotite d’ammoniaque. On peut réaliser cette expérience en chauffant la cucurbite d’un alambic en cuivre et en y faisant arriver, par un tube plongeant au fond, de petites quantités d’eau pure, qu’on renouvelle au fur et à mesure de la vaporisation (Schônbein) .

M. Cloëz a obtenu de l’acide azotique en faisant passer pendant un temps très long (six mois environ) de l’air, débarrassé par la potasse et l’acide sulfurique des vapeurs acides et ammoniacales, sur des matières poreuses oxydables imprégnées de carbonates alcalins.

Ainsi il a constaté la formation sensible de nitrates en employant comme matière poreuse de la brique confectionnée avec une argile renfermant, comme substance oxydable, du sulfure de fer. Avec le biscuit de porcelaine, la ponce concassée ou les os calcinés, on n’obtient pas de traces d’acide nitrique.

Ces expériences de M. Cloëz sont très importantes, parce qu’elles prouvent que l’oxydation d’une matière oxydable peut entraîner la combinaison de l’azote et de l’oxygène.

11 résulte des faits précédents que, non seulement l’azote et l’oxygène se combinent par l’action de la chaleur ou des étincelles électriques, mais encore que leur combinaison peut être provoquée par la combustion lente ou vive d’un autre composé.

Nitrification de l’ammoniaque. — L’oxydation de l’ammoniaque est la source la plus abondante des composés nitrés. Celte oxydation peut se produire sous des influences très variées : l’action de l’oxygène libre, de l’oxygène en présence des corps poreux tels que la mousse et le noir de platine, le concours des corps oxydants ou des ferments organisés. L’ammoniaque en se combinant à l’oxygène fournit, dans ces circonstances, de l’eau, de l’azote et de petites quantités d’azotite et d’azotate d’ammoniaque.

Ces composés se produisent dans la combustion de l’ammoniaque dans l’oxygène pur. L’expérience se fait de la manière suivante : on enflamme à l’orifice d’un flacon, contenant de l’oxygène, un jet de gaz ammoniac s’échappant d’un tuhe abducteur effilé ; le tube est ensuite placé dans le flacon et la combustion de l’ammoniaque continue avec production d’une flamme blanche. En condensant les produits de la combustion, on constate la formation de très petites quantités d’azotate et d’azotite d’ammoniaque.

On réalise plus l'acilement la combustion de l’ammoniaque en opérant en présence du platine. Un courant rapide d’oxygène, provenant d’un gazomètre, est dirigé dans une dissolution chaude et concentrée d’ammoniaque, au-dessus de laquelle on peut suspendre une spirale de platine. Cette spirale est d’abord chauffée au rouge sombre et placée ensuite au-dessus de la solution ammoniacale, elle devient bientôt incandescente et est enveloppée de vapeurs blanches d’azotite d’ammoniaque. Au bout d’un certain temps, la température est suffisamment élevée pour que le mélange s’enflamme ; on arrête la combustion et en replaçant la spirale

ENCYaOPÉDlE CHIMIQUE.

au-dessus du vase, on observe les mêmes phénomènes que préeédemment (Kraut).

L’oxydation de l’ammoniaque est plus complète quand on fait passer un mélange d’oxygène et de gaz ammoniac sur de la mousse de platine légèrement chauffée :

AzIF-f 80 = Az0^H0 + 2H0.

L’expérience est ordinairement disposée de la manière suivante : on dégage un courant d’oxygène, provenant d’un gazomètre ou d’nn appareil producteur, dans un flacon contenant une dissolution d’ammoniaque. Le mélange des deux gaz traverse ensuite un tube effilé par un bout et contenant de la mousse de platine que l’on chauffe légèrement avec une lampe à alcool (M. Kühlmann). Quand la dissolution ■ammoniacale est concentrée et le courant d’oxygène peu rapide, il se produit d’épaisses fumées blanches d’azotate et d’azotite d’ammoniaque. On peut constater la ormation de ces composés en disposant à la suite du tube contenant la mousse de platine un tube abducteur que l’on fait plonger dans un vase rempli d’eau. L’azotate et l’azotite d’ammoniaque s’y condensent bientôt en quantité suffisante pour qu’on puisse les reconnaître par les réactifs ordinaires. Si la dissolution ammoniacale est très étendue et si le courant d’oxygène est rapide, les vapeurs qui se dégagent sont acides, elles renferment de l’acide azotique libre dont il est facile de constater la présence au moyen de papier bleu de tournesol.

Quand on fait passer le mélange d’ammoniaque et d’oxygène dans un tube de porcelaine chauffé au rouge et ne renfermant pas de mousse de platine, il se forme de l’acide hypoazotique ; mais la décomposition est beaucoup moins rapide et plus faible que dans l’expérience précédente.

La nitrification de l’ammoniaque se produit encore quand on fait passer un mélange d’ammoniaque et d’air sur de la craie imprégnée d’une solution de potasse caustique et chauffée à une température de 100“ environ, il se forme rapidement de l’azotate de potasse (M. Dumas).

L’oxydation de l’ammoniaque peut se produire à la température ordinaire. Ainsi en exposant à l’air du noir de platine, imbibé d’une solution concentrée d’ammoniaque, il se forme, au bout d’un certain temps, de l’azotite d’ammoniaque (Schônbein).

Un mélange d’ammoniaque et d’oxygène passant sur du phosphore humide donne naissance à de l’azotate et de l’azotite d’ammoniaque. Ces mêmes composés se produisent quand on place dans un vase de verre une dissolution ammoniacale et un morceau de phosphore qui ne soit immergé qu’incomplètement. Le phosphore s’oxyde en même temps que l’ammoniaque se transforme en composés nitrés. Cette oxydation de l’ammoniaque serait, d’après Schônbein, due à la production d’ozone.

Le cuivre ou le sous-oxyde de cuivre, arrosé d’ammoniaque, produit sous l’influence de l’oxygène de l’air, de l’azotite d’ammoniaque ; c’est môme à la formation de ce dernier sel qu’est due la solubilité de l’oxyde de cuivre dans l’ammoniaque, cet oxyde n’étant pas soluble dans l’ammoniaque pure (MM. Péligot et Schônbein). Dans cette réaction, l’oxygène de l’air exerce deux actions différentes : il oxyde d’une part le cuivre et d’autre part l’ammoniaque :

AzTP-+-60 = AzO»+3nO Cu -t- O = CuO,

COAIPOSIÎS OXYGÉNÉS DE L'AZOTE. ^>73

Les corps oxydants déterminent plus facilement que l’oxygène libre la nitrification de l’ammoniaque. Ainsi l’ozone humide re'agissant sur le gaz ammoniac donne des fumées blanches qui renferment del’fi^’oUte eide l’azotite 'd’ammoniaque.

Il se produit des composés nitre's quand on fait passer du gaz ammoniac humide sur du peroxyde de fer ou du bioxyde de manganèse fortement chauffés.'Le sulfate d'ammoniaque ou l’ammoniaque, traités par un mélange d’acide sulfurique et de bioxyde de manganèse, de bichromate de potasse, ou de bioxyde de baryum, fournissent de l’acide azotique. Il en est de même quand on fait réagir du bioxyde de plomb sur du suif hydrate d’ammoniaque (Kühlmann).

Le permanganate de potasse en solution oxyde également l’ammoniaque ; il se forme de l’azotate de potasse et un hydrate brun d’oxyde de manganèse. On facilite la réaction par la chaleur ou par la présence de l’éponge de platine.

Nitrification des matières organiques azotées. — La putréfaction des matières organiques azotées fournit de l’ammoniaque qui se transforme en acide azotique sous l’influence de l’oxygène de l’air, de l’humidité et des corps poreux. Telle est l’origine des azotates qui recouvrent les murs des étables et des écuries.

Les composés organiques azotés peuvent d’ailleurs être oxydés directement ; ainsi l’ozone, agissant sur ces substances, peut fournir de l’acide azotique; cet acide se produit encore quand on chauffe de la gélatine avec un mélange d’acide sulfurique et de bioxyde de manganèse.

Un mélange de cyanogène et d’oxygène, dirigé sur de l’éponge de platine légèrement chauffée, donne des vapeurs rutilantes. ,

MM. Cloëz et Guignet ont pu transformer l’azote de presque toutes les substances organiques azotées en acide azotique au moyen du permanganate de potasse.

Il résulte de ces faits que les composés organiques azotés peuvent fournir de l’acide azotique soit en s’oxydant directement, soit en se décomposant d’abord en ammoniaque qui se transforme ensuite en acide azotique.

Expériences de MM. Schœsing et Wüntz. — A la suite des expériences de M. Kühlmann sur l’oxydation de l’ammoniaque par l’oxygène de l’air sous l’influence de la mousse de platine, on avait cru pouvoir expliquer, par une action analogue, la formation des azotates dans la nature. On admettait que l’ammoniaque, provenant de la putréfaction des matières organiques azotées ou de toute autre cause, se transformait en acide azotique sous l’influence de l’oxygène de l’air, de l’humidité et des corps poreux. En partant de ces principes, on établit des nitrières artificielles dans lesquelles on cherchait à réaliser les conditions suivantes :

1“ Présence de matières susceptibles de fournir les éléments de l’acide azotique : sels ammoniacaux, substances azotées végétales et animales ;

2° Présence de certaines bases, destinées à accélérer la formation de l’acide azotique, en se combinant avec lui : en première ligne figurent les alcalis, ensuite la chaux et la magnésie ;

3“ Concours d’une certaine humidité dans les masses, de manière à ce que les matières ne soient ni trop sèches, ni trop mouillées ;

4“ Température de 15" à 20" dans la masse. La nitrification se ralenfit beau-

370 EKCYCLOPÉDIE CHIMIQUE.

coup dans le voisinage de zéro et disparaît complètement à une température plus basse;

5" Emploi àe matériaux assez dans la masse^

Les nil?là’ês'’ artificielles, ainsi établies, n’ont pas donné tous les résultats que l’on espgrajt^l^ur mgrche était assez capricieuse, tandis que dans les unes on obtenait des rendements considérables en azotates, dans les autres, au contraire, la formation des sels ëtair relativement faible. Ces irrégularités’ tenaient surtout à une connaissanee imparfaite la théorie de la nitrification ; dans des expériences récentes, MM. Schlœsiiîg ef* Müjitz ont établi que la nitrification de l’ammoniaque dans le sol s’opère par l’intermédiaire de ferments organisés, comme le démontre l’expérience suivante :

On remplit un large tube de verre de 1 mètre' de large avec 5. kilogrammes de sable quartzeux, calciné au rouge et mêlé avec 100 grammes de calcaire en poudre. Le sable fut arrosé chaque jour avec une dose constante d’eau d’égout, riche en composés ammoniacaux et azotés, et calculée de manière que 'le liquide mît huit jours à descendre dans le tube. Pendant les vingt premiers jours, aucune apparence de nitrification ne se produisit, et la proportion d’ammoniaque dans l’eau ainsi filtrée demeura invariable ; puis le nitre parut, et, sa quantité croissant très vite, on constata bientôt que l’eau d’égout, à la sortie de l’appareil, ne contenait plus trace d’ammoniaque.

Si dans ces expériences, les matières organiques et l’ammoniaque avaient été brûlées par l’oxygène agissant directement et sans intermédiaire, on se demande pourquoi la combustion aurait attendu vingt jours de préparation avant de commencer. Ce retard se conçoit mieux dans l’hypothèse de ferments organisés qui ne pouvaient agir, évidemment, qu’après l’ensemencement fortuit et le développement de leurs germes.

Il restait à isoler le ferment nitrique et à étudier les conditions de son développement. MM. Schlœsing et Müntz ont employé, pour cela, de l’eau d’égout clarifiée ou des dissolutions alcalines étendues contenant les matières minérales nécessaires, un sel ammoniacal, de la matière organique. Ces liquides étaient parfaitement limpides et le microscope n’y faisait apercevoir aucun germe organisé ; on portait ces dissolutions à une température de 110“ pour détruire les germes qui auraient pu s’y trouver. Cela fait, on introduisait dans ces liqueurs une trace de terreau et on facilitait l’accès de l’oxygène atmosphérique soit en y faisant passer un courant d’air pur, soit en étalant le liquide sous une faible épaisseur en présence d’air filtré ou calciné. En opérant à une température convenable, on constatait, au bout de peu de jours, la formation de nitrates. A ce moment, le liquide était examiné au microscope et on voyait, à côté de rares infusoires, d’abondants corpuscules, paraissant légèrement allongés et de dimensions très faibles. Ces corpuscules punctiformes constituent, d’après MM. Schlœsing et Müntz, le ferment nitrique.

En se servant de liquides en voie de nitrification c’est-à-dire renfermant ces corpuscules pour ensemencer d’autres milieux stériles et observant les précautions nécessaires pour obtenir les meilleurs rendements, on obtient des liquides dans lesquels se produisent rapidement des nitrates. Dans ces liqueurs, on ne découvre

'p^reu^fm que l’air puisse circuler suffisamment

piis au microscope d’autre organisme que les corpuscules dont nous avons parlé précédemment.

Ces corpuscules, placés dans des milieux renfermant les produits nécessaires pour fournir de l’acide azotique, se multiplient d’abord avec lenteur; aussi la nitrification est-elle peu active au début d’un ensemencement et va en augmentant progressivement. Ils paraissent se multiplier par bourgeonnement et on les voit fréquemment sous la forme de globules accolés deux par deux.

Une température de 100“, maintenue pendant dix minutes, tue infailliblement le ferment nitrique; il suffit même d’une température moins élevée (90“) pour arrêter son action.

Dans les milieux liquides, il ne paraît pas résister à la privation d’oxygène prolongée trop longtemps.

La dessiccation, même opérée à la température ordinaire, lui est défavorable. Du terreau, siège d’une nitrification énergique, peut devenir complètement stérile après s’être desséché par l’exposition à l’air, et cette stérilité peut persister même lorsqu’on provoque les conditions les plus avantageuses de la nitrification.

Lorsque les milieux sont riches en matières organiques, le ferment nitrique a pour principaux ennemis le mucor, dont le développement arrête la formation du salpêtre ; mais il reprend généralement sa fonction lorsque le champignon a épuisé son action et dépérit.

Le ferment nitrique est très répandu ; la terre végétale est le milieu qui lui est le plus favorable. Il est rare de trouver une particule de terre arable qui soit impropre à l’ensemencement

Les eaux d’égout et, en général, les eaux contenant des matières organiques sont riches en ferment nitrique ; celui-ci contribue à les purifier.

11 existe dans les eaux courantes, mais pas toujours en grand nombre ; il paraît s’attacher de préférence à la surface des corps solides, et on le trouve abondamment dans la vase du fond.

Il n’existe pas normalement dans l’air ; en effet, on n’a jamais obtenu l’ense-. mencement de ballons stériles en y laissant rentrer l’air ordinaire, ni en y introduisant la poussière retirée de plusieurs mètres cubes d’air ou celle déposée à la surface d’objets placés au-dessus du sol ou retirée des eaux pluviales.

L’absence du ferment nitrique, vivant dans l’atmosphère, s’explique peut-être par sa résistance limitée à la dessiccation (Schlœsing et Müntz).

Les vapeurs de chloroforme arrêtent momentanément ou détruisent à tout jamais l’activité des ferments organisés, suivant la durée de leur influence. MM. Schlœsing et Müntz ont établi que le ferment nitrique était, comme les autres ferments organisés, sensible aux vapeurs de chloroforme et qu’on pouvait, suivant la durée de l’expérience, suspendre la nitrification pendant quelque temps ou l’arrêter pour toujours. Ce résultat est important car il permet de classer le ferment nitrique parmi les ferments organisés.

' MM. Schlœsing et Müntz ont encore montré, par les expériences suivantes, que la porosité, qui était mise au nombi’e des conditions de la nitrification, n’est pas nécessaire à la formation des nitrates. De grands tubes verticaux remplis avec des billes en calcaire compact, ou avec du gravier siliceux roulé et poli par les eaux, ont reçu une dose journalière composée d’eau d’égout ou d’une dissolution com-

posée avec du sucre, aliment carboné, du sulfate d’ammoniaque, aliment azoté, des phosphates et sulfates de potasse et de chaux. Ces liquides ont parfaitement nitrifié; cependant ni les billes, ni le gravier poli, ne sont des corps poreux.

L’expérience suivante est plus décisive : on met de l’eau d’égout dans un flacon avec 0«%o0 environ de carbonate de chaux et on y fait passer continuellement de l’air filtré sur du coton glycériné ; on constate qu’après quelques semaines la totalité de l’ammoniaque a disparu pour faire place à des nitrates. L’expérience peut ne pas réussir toujours ; l’eau d’égout contient, en effet, une foule d’espèces d'organismes entre lesquels se livre une bataille pour la vie qui peut être fatale au ferment nitrique. Mais la nitrification se produit toujours quand l’eau d’égout, préalablement clarifiée par ralun et filtrée, a reçu une parcelle de (erreaii, véhicule du ferment (.M. Sclilœsing et Müntz).