K0,C10S4-6HC1=KG1 + 6C1 + 6H
en solution.
Même étendu, l’acide chlorique transforme l’acide sulfui’eux en acide sulfurique :
ClOi'-f 5S0^=Gl4-5S0^
Mais si l’acide sulfureux est en excès, le chlore en présence de l’eau forme de l’acide chlorhydrique :
C10»-+- 6 SOH HO = HGl -4 6S0’.
L’acide phosphoreux est transformé en acide phosphorique, l’iode en acide indique (préparation de ra:cide indique).
L’acide chlorique étendu n’agit pas tout d’abord sur la dissolution de permanganate de potasse, mais peu à peu cette (dernière se décolore ; (si l’on chauffe, la coloration disparaît plus rapidement. Cette réaction permettra de distinguer une dissolution d’acide chlorique, de la solution de chlore ou de l’acide hypochloreux. Ij’acidc chlorique agit très énergiquement sur les matières organiques. Concentré, il oxyde l’alcool ; il se forme du chlore, de l’eau et de l’acide acétique avec dégagement de chaleur; l’action peut être assez violente pour qu’il y ait inflammation. Un papier poreux, bien sec, que l’on plonge dans cet acide, bi ûle quand on l’en retire (Sérullas). ’
L’acide chlorique s’unit aux bases avec dégagement de chaleur. Quelques chlorates s’obtiennent, comme il a été dit plus haut, par l’action directe du chlore sur l’oxyde ou le carbonate en présence de l’eau.
On a indiqué plus haut la préparation du chlorate de baryte et ce dernier, par double décomposition avec un sulfate métallique, servira à préparer les autres chlorates (chlorate de potasse, chlorate d’argent). On ne connaît qu’un seul genre de chlorates, M0,C10L
COMPOSÉS OXYGÉNÉS DU ClILOKE. 555
Les chlorates sont solubles dans l’eau et bien cristallisés. Le chlorate de potasse est peu soluble à froid dans ce liquide.
L’acide chlorique et les chlorates dissous ne sont pas précipités par le nitrate d’argent ; il y aura le plus souvent un louche provenant de la présence d’un peu de chlore libre ou du mélange d’un peu de chlorure au chlorate.
Les chlorates fusent sur les charbons ardents; par calcination ils laissent un résidu de chlorure et il se dégage de l’oxygène. L’acide sulfureux réduit leurs dissolutions et dans le liquide, aussi bien que dans la dissolution du sel calciné, on caractérisera l'acide chlorhydrique par le nitrate d’argent.
Lorsqu’on fait bouillir la solution d’uii chlorate avec de l’acide chlorhydrique, il se dégage du chloi-e; l’acide sulfurique donne de l’acide hypochlorique, reconnaissable à son odeur et à sa couleur.
Les chlorates ne jouissent pas des propriétés décolorantes des hypochloritcs ; mais, après addition d’acide chlorique ou sulfurique, la décoloration des matières végétales se produit.
Dosage. — Pour doser l’acide chlorique, on le réduit par l’acide sulfureux, et l’on dose le chlore par les procédés connus.
ANALYSE
La composition de l’acide chlorique a été déterminée par Gay-Lussac en décomposant le chlorate de potasse par la chaleur. Lorsqu’il no se dégage plus d’oxygène, le résidu est du chlorure de potassium dont la composition est connue. La différence entre les poids du chlorate et du chlorure donne l’oxygène :
de chlorate de potasse se décomposent en 748%5 de chlorure de potassium et 48s',0 d’oxygène.
Les 748^5 de chlorure de potassium contiennent 39 grammes do potassium et 358%5 de chlore; ce dernier poids est celui du chlore contenu dans l’acide. Puisque
39 grammes de potassium se combinent à 8 d’oxygène pour former la base, 40 représente le poids d’oxygène de l’acide.
Dans le clilorate de potasse, le poids d’oxygène de l’acide est au poids d’oxygène de la base dans le rapport de 5 à 1 , et ce rapport servira de définition aux chlorates neutres. L’acide chlorique est donc formé de la combinaison de 358%5 de chlore et
40 d’oxygène.
8 représentant l’équivalent de l’oxygène, et 35,5 celui du chlore, il en résulte que la formule de l’acide, supposé anhydre, est CIO^
La décomposition par la chaleur, et la détermination du rapport entre le poids du chlorure de potassium résidu et le poids d’oxygène dégagé, servent à fixer le nombre proportionnel du chlorure de potassium, rapporté à l’oxygène.
C’est le point de départ de la détermination numérique des équivalents du chlore, du potassium et de l’argent.
E5CYCL0PÉIJIE CHIMIQUE.
ACIDE PERCHLORIQÜE
C10’Aq(Clê*H-t-Aq).
L’acide perclilorique n’est connu qu’à l’état hydraté. Lorsqu’on traite le chlorate de potasse par l’acide sulfurique concentré, il se dégage du gaz hypochlorique, et il reste un résidu salin formé de bisulfate de potasse et d’un sel de potasse renfermant du chlore, plus oxygéné que le chlorate, et que le Comte Stadion caractérisa nettement comme un sel d’un acide nouveau.
Lorsque l’action de l’acide sulfurique sur le sel de potasse fut épuisée, que le mélange, chauffé au bain-marie à une température inférieure à H- 60% eut perdu sa couleur et son odeur caractéristiques, Stadion délaya le résidu dans l’eau et lava jusqu’à disparition de la réaction acide. Il resta sur le fdtre un sel neutre, inaltérable à l’air, soluble dans l’eau bouillante, peu soluble dans l’eau froide. Chauffé, ce sel fondait, laissait dégager de l’oxygène et se transformait en chlorure de potassium. 100 de ce sel perdaient 45,92 pour 100 d’oxygène ; les 54,08 pour 100 de chlorure de potassium résidu contenaient 25,59 de chlore et 28,49 de potassium exigeant 5,82 d’oxygène pour former de la potasse; il en résultait que le nouvel
acide était formé de :
Cl . 25,6
Le rapport de l’oxygène au chlore est, en nombre rond, de 8 à 5,1, ou en équivalents de 7 à 1 .
Le sel a reçu de Stadion le nom de chlorate oxygéné de potasse.
En le distillant avec de l’acide sulfurique étendu d’un tiers d’eau, Stadion obtint un liquide acide, l’acide chloriqiie oxygéné C10'',Aq., qui, dans la nomenclature actuelle des composés oxygénés du chlore, est devenu l’acide perchlorique.
WODE DE FORMATION.
Indépendamment du mode précédent de préparation du perchlorate de potasse, Stadion en a indiqué un autre. Si l’on soumet à l’action de la pile une solution saturée de chlorate de potasse, il se dépose, au pôle positif, du perchlorate de potasse.
Mais il existe un moyen plus simple de préparation indiqué par Sérullas et qui consiste à décomposer partiellement, par la chaleur, le chlorate de potasse fondu. Lorsque ce sel commence à devenir pâteux et qu’il devient nécessaire d’élever davantage la température pour qu’il se dégage de l’oxygène, le résidu est formé par un mélange de perchlorate de potasse et de chlorure de potassium. On vérifie que tout le chlorate de potasse a été décomposé en traitant une fraction de cette matière par l’acide chlorhydrique qui se colore en jaune s’il reste du chlorate. On
COMPOSÉS OXYGÉNÉS DU CIIUOIiE. o5'i
pulvérise la masse saline et on la fait dissoudre dans la plus petite quantité possible d’eau bouillante; le perchlorate de potasse cristallise par refroidissement et on le purifie par de nouvelles cristallisations.
On peut admettre que le dédoublement du chlorate de potasse s’est effectué suivant la réaction :
2(K0,C105)=:K0,C10''-+- KCl-l-40.
Si la réaction se passait ainsi, 245 grammes de chlorate laisseraient dégager 22 '“,2 d’oxygène, soit environ 9 litres d’oxygène pour 100 de chlorate.
Mais, si la température est trop élevée, du perchlorate de potasse se décomposera, on obtiendra moins de perchlorate et le volume d’oxygène dégagé sera supérieur à celui que la première réaction a permis de calculer.
C’est du perchlorate de potasse ainsi préparé qu’on retire l’acide par la méthode de Stadion.
Mais il n’est pas indispensable de préparer préalablement le perchlorate ^dc potasse. L’acide chlorique se dédouble en effet, comme on l’a vu antérieurement, sous l’action de la chaleur, en chlore, oxygène et acide perchloriquc :
2CIO%Aq = C10L4q + CH- O',
et l’acide perchloriquc aqueux distille sans décomposition (Sérullas).
11 suffira donc de distiller directement du chlorate de potasse avec de l’acide hydrofluosilicique.
L’électrolyse de l’acide chlorique ou d’une solution d’acide hypochlorique ou d’acide hypochloreux, ou de chlore, fournit de l’acide perchloriquc au pôle positif.
PRÉPftRATlON.
1° Par le perchlorate de potasse et l’acide sulfurique. — Stadion distillait le perchlorate de potasse avec son poids d’acide sulfurique étendu d’un tiers d’eau. Jusqu’à 140°, il ne passe que de l’eau, puis il se produit des fumées blanches qui se condensent dans le récipient en un liquide acide. On débarrasse ce liquide d’acide sulfurique et d’acide chlorhydrique par la baryte et l’oxyde d’argent.
On obtient un acide plus concentré, l’acide perchloriquc monohydraté CIO’HO, en distillant une partie de perchlorate de potasse avec 4 parties d’acide sulfurique concentré. On enlève l’acide sulfurique entraîné en distillant dans une petite cornue chauffée avec précaution. On arrête la distillation dès qu’il apparaît des cristaux dans le col de la cornue.
2° Par le perchlorate de potasse et l'acide hydrofluosilicique. — On fait Douillir le perchlorate de potasse réduit en poudre avec de l’acide hydrofluosilicique en excès; il se forme du fluosilicate de potasse insoluble KFl,SiFP. Le liquide décanté est évaporé au bain-marie, puis distillé. Le point d ébullition s éleve peu a peu à 200“ ; on recueille le liquide qui se dégage à partir de ce moment et qui constitue une solution concentrée d’acide perchloriquc (Sérullas).
3“ Par le chlorate de potasse et l’acide hydrofluosilicique. — C’est le pro-
cédé de préparation adopté par Roscoë dans son beau travail sur l’acide pcrclilorique. Lorsqu’on fait bouillir du chlorate de potasse avec un grand excès d’acide hydrofluosilicique, il se forme du fluosilicate de potasse insoluble et l’acide chlorique est mis en liberté. Pour la quantité d’acide hydrofluosilicique que peut fournir 1 kilogr. de spath fluor, Roscoë emploie 600 gr. de chlorate de potasse. Après refroidissement, et lorsque le précipité s’est déposé, on décante, on concentre par l’ébullition, ce qui fait déposer do nouveau du fluosilicate, jusqu’à l’apparition de fumées blanches d’acide perchlorique, et on distille. L’acide chlorique libre se décompose dans ces conditions en chlore, oxygène et acide perchlorique, comme l’avait constaté Sérullas.
Le liquide distillé renferme de l’acide chlorhydrique et de l’acide sulfurique qu’on élimine au moyen du perchlorate d’argent et du perchlorate de baryte.
4 kilogr. de chlorate de potasse ont donné environ 500 gr. d’acide concentré pur et formant un liquide incolore. C’est à l’aide de ce liquide que Roscoë prépare les hydrates d’acide perchlorique ;
L’acide monohydraté C10^H0 L’hydrate cristallisé CIO’, 110+ H-0^
L’hydrate liquide C10’,H0 + 21PO^
Lorsqu’on distille l’acide aqueux dans une cornue avec 4 fois son volume d’acide sulfurique concentré, des vapeurs blanches se dégagent à 110" et un liquide jaune, mobile, se condense dans le récipient ; c’est l’acide monohydraté.
Puis la température s’élève jusqu’à 200°, et il passe des gouttes oléagineuses qui, en se mélangeant au premier liquide, se concrètent en une masse cristalline constituant l’hydrate cristallisé CIO’, 110 +11-0^ de Sérullas.
Mais les corps ainsi obtenus sont souillés d’acide sulfurique : on les en débarrasse par distillation.
Si on chauffe à 110" les cristaux du second hydrate, ils se dédoublent en acide monohydraté liquide qui distille et, vers 200", il passe à la distillation le liquide oléagineux qui, mélangé au premier, reforme les cristaux. On obtient également ces cristaux en ajoutant de l’eau à l’acide monohydraté.
Le liquide oléagineux qui, mêlé à l’acide monohydraté, forme l’hydrate cristallisé, est l’hydrate CIO’HO -j- 21PO’-.
On l’obtient directement en distillant une solution étendue d’acide perchlorique ; il passe d’abord de l’eau, puis la température s’élève jusqu’à 203" et le liquide qui distille a une composition constante; il renferme 71,6 p. 100 d’acide monohydraté.
4" Procédé Schlœsinçt. — L’insolubilité du perchlorate de potasse dans l’alcool à 40, signalée par Sérullas, peut être mise à profit pour séparer la potasse de la soude, même en présence des autres bases, chaux, magnésie, baryte. M. Schlœsing a indiqué, pour l’application facile de cette méthode analytique, un mode simple de préparation de l’acide perchlorique.
Le perchlorate de potasse est obtenu en chauffant, dans un ballon, 700 à 800 grammes de chlorate dépotasse pur et fondu jusqu’à ce qu’ils aient perdu 7,5 p. 100 de leur poids. On reprend par l’eau bouillante, on refroidit brusquement la dissolution, et le perchlorate do potasse se dépose en petits cristaux. Ces derniers sont soumis à
COMPOSÉS OXYGÉNÉS DU CItGORE. 559
un lavage méthodique, jusqu’à ce que la liqueur de lavage cesse d’être troublée par le nitrate d’argent.
Le perchlorate de potasse est transformé en perchlorate d’ammoniaque. Pour cela, on ajoute à une solution titrée d’acide hydrofluosilicique, un poids équivalent de perchlorate de potasse, on agite le mélange, et on chauffe au bain-marie vers 40"; la réaction n’est complète qu’au bout de un jour et demi à deux jours. Elle est terminée, lorsque l’ammoniaque ne donne plus de trouble dans la liqueur claire surnageante. On décante, on filtre, et l’on a une solution étendue d’acide perchlorique. La liqueur est concentrée par la chaleur, et la liqueur, abandonnée à elle-même, laisse déposer un peu de perchlorate de potasse. On sature alors par l’ammoniaque; on sépare par le filtre un abondant précipité de fer, silice, etc., et l’on purifie, par cristallisation, le perchlorate d’ammoniaque.
Lorsqu’on veut transformer le perchlorate d’ammoniaque en acide perchlorique, on décompose le sel par l’acide chlorhydrique additionné d’un excès d’acide nitrique. On concentre jusqu’à consistance sirupeuse et, par le repos, on sépare les dernières traces de perchlorate de potasse.
Si, en ajoutant de l’alcool, il ne se dépose pas de perchlorate de potasse, le liquide est pur; sinon, il sera nécessaire de tenir compte, dans une analyse, du perchlorate de potasse qu’elle peut renfermer encore.
Acide monohydraté, CIO’', 110.
L’acide monohydraté, dont on vient de voir la préparation, a été obtenu par Roseoë sous la forme d’un liquide jaunâtre, mobile. Sa densité est 1,782 à 15“,5. Il peut être obtenu à l’état solide (Berthelot).
L’acide liquide, placé dans un mélange réfrigérant, cristallise. On décante l’eau mère; on laisse fondre les cristaux, on solidifie de nouveau et on obtient, en dernier lieu, un corps solide fusible vers -j- 1 5“.
C’est un corps très avide d’eau ; il répand à l’air d’épaisses fumées.
La dissolution de l’acide liquide dans 100 fois son poids d’eau à -|-19“ dégage 20“', 3. Ce chiffre surpasse la chaleur de dissolution des acides monohydratés ; il est plus que double de celui de l’acide sulfurique monohydraté SO', HO.
L’acide monohydraté se décompose spontanément, même à l’abri de la lumière ; il se colore peu à peu, et lorsqu’on le conserve dans des vases fermés, le dégagement gazeux, au bout de quelques jours, a atteint une tension telle, que les flacons peuvent être brisés.
Chauffé légèrement, il se décompose, il se colore et devient opaque par suite de la formation de l’hydrate cristallisé. La décomposition commence à 75°; à 92» il se dégage d’épaisses fumées blanches et il distille un liquide rouge renfermant probablement de l’acide hypochlorique. Cette instabilité explique qu’on ne puisse l’obtenir par la distillation directe du perchlorate de potasse et de l’acide sulfurique concentré. Dans cette préparation, il se dégage du chlore et de l’oxygène, une partie de l’acide monohydraté échappe à la décomposition et distille, enfin il passe à la distillation un acide plus hydraté.
500 ENCYCLOPÉDIE CIIIMIQÜE.
Hydrate G10',HO+H^0^ — Oa a confondu quelquefois cet acide avec l’acide monohydraté ou avec l’acide anhydre.
Pour l’obtenir, on ajoute à de l’acide monohydraté assez d’eau pour que le mélange se prenne en masse par le refroidissement. Les cristaux obtenus sont ordinairement colorés en jaune. Ils peuvent être obtenus volumineux par refroidissement d’un acide aqueux renfermant un excès d’eau. Ils répandent à l’air des fumées lanches et tombent en déliquescence. Ils fondent vers o0“.
La formation de l’hydrate solide, à partir de H-0* liquide et de (llOLHO liquide, dégage 12'*', 6.
La densité à l’état liquide est 1,811 à -|-50“.
11 se dissout dans l’eau avec dégagement de chaleur.
Gomme l’acide monohydraté, l’hydrate solide ne peut être distillé sans décomposition ; il se dégage du chlore, de l’acide hypoehlorique ; de l’acide monohydraté distille, puis, vers 200“, l’hydrate supérieur formé distille sans décomposition et, par son mélange avec l’acide monohydraté, reproduit le corps cristallisé.
Hydrate GIO’, 1104-2H^0^. — On a vu que l’acide perchlorique étendu, soumis à la distillation, perd d’abord de l’eau, puisque, la température s’élevant à 203“, il distille un liquide de composition invariable, renfermant 71,6 pour 100 d’acide monohydraté. On admet que ce liquide constitue un hydrate défini. La formule GlO’HO-p 2HW correspondrait à 73,6 d’acide monohydraté.
A partir de l’eau liquide et de l’acide monohydraté, on aurait :
G10*H liquide -t- 2 HW liquide = G10*tL 2 IPO^ liq. -+- 16'’'.0.
PROPRIÉTÉS CHIMIQUES
Les propriétés chimiques de l’acide perchlorique diffèrent suivant qu’on a affaire à l’acide monohydraté ou à l’acide étendu ; ce dernier est beaucoup plus stable que l’acide monohydraté.
L’acide étendu n’est, en effet, réduit par aucun corps connu.
L’acide sulfureux, l’acide siilfhydrique, l’acide hydrosulfureux, l’acide iodhydrique, l’hydrogène libre, le zinc en présence des acides, l’amalgame de sodium, sont sans action. Il ne se décompose pas par l’électrolyse. Il présente une stabilité' comparable à celle de l’acide sulfurique. Il rougit la teinture de tournesol sans la décolorer.
L’acide perchlorique monohydraté se comporte tout autrement ; tantôt il est sans action sur les corps oxydables, tantôt il les attaque avec une violence extrême. Il oxyde l’acide arsénieux, enflamme le gaz iodhydrique et l’iodure de sodium. Avec les corps hydrogénés, l’action est limitée par la formation d’eau qui tend à former, avec l’acide non décomposé, un hydrate plus stable. Si on le mélange à l’alcool et si on distille, on obtient de l’éther ; il arrive parfois cependant qu’il détone avec l’alcool absolu. Mais la décomposition brusque se produit toujours avec l’étber anhydre.
Il attaque très vivement la peau, enflamme le bois et le papier.
D'après Kammerer, le brome déplacerait le chlore de l’acide perchlorique pour donner un acide hyperbromique ; ce fait a été contredit par Muir.
CHALEUR DE FORMATION
M. Berthelet a déterminé la chaleur de formation de l’acide perchlorique et des perchlorates à partir des éléments. On a ;
Cl 4-0*+ H =C10*Hliq. +
Gl + 0*+H-j-Eau = C10*Hétendu + 39 ,35
Gl + 0*+K =C!0*K dissous +100 ,4
— — solide +112 ,5
Cl+0* + Na =C10*Na solide +100 ,2
— — dissous + 96 ,7.
L’énorme quantité de chaleur dégagée dans la réaction de l’acide monohydraté sur l’eau, permettra de se rendre compte des différences d’actions des acides concentrés et étendus.
Si l’on compare la chaleur de formation des chlorates et des perchlorates, on trouve que la transformation d’un perchlorate en chlorure est accompagnée d’une absorption de chaleur. On a, en effet, pour le sel de potasse :
C10*K solide = KC1 solide + O* — 7“*', 5.
Cette réaction ne saurait donc devenir explosive comme celle du chlorate.
Au contraire, la transformation du chlorate en chlorure et perchlorate se fera avec dégagement de chaleur :
4C10®K = 3C10*K + KCl dégagerait + 63 calories à la température ordinaire.
En se combinant avec les bases, l’acide perchlorique ne forme qu’une seule classe de sels, les perchlorates M0,G10^; c’est un acide monobasique.
CARACTÈRES DES PERCHLORATES
Le perchlorate de potasse est peu soluble dans l’eau froide ; il exige 63 parties d’eau à 4- 15“ pour se dissoudre; mais il est beaucoup plus soluble dans l’eau bouillante, qui l’abandonne cristallisé par refroidissement.
Les autres perchlorates sont très solubles, déliquescents, et solubles dans l’alcool. L’acide perchlorique précipite les sels de potasse, et Sérullas a indiqué ce moyen pour séparer la potasse de la soude ; l’alcool dissout, en effet, le perchlorate de soude sans toucher au sel de potasse.
Calcinés au rouge, les perchlorates se transforment en chlorures avec dégagement d’oxygène. Ce caractère leur est commun avec les chlorates, mais on les dis-
ufi2 ENCYCLOPÉDIE CIIIMIQUL.
lingue de ees derniers en ee qu'ils ne sont pas jaunis par l'acide sulfurique ou l’acide chlorhydrique.
Les perchlorates ne précipitent pas par le nitrate d’argent.
USAGES
L’insoluhilité du perchlorate de potasse dans l’alcool permet de séparer la potasse de la soude, même en présence de la chaux, de la magnésie, de la baryte, pourvu que la liqueur ne renferme pas d’acide phosphorique et qu’on ait préalablement éliminé l’acide sulfurique par le chlorure de baryum (Sérullas).
M. Schlœsing a indiqué un mode de préparation simple de l’acide perchlorique et décrit la pratique du dosage de la potasse par cette méthode [Comptes rendus, novembre 1871, et Traité d’analyse des matières agricoles, par L. Grandeau, page 96).
ANALYSE
On a vu comment Stadion avait déterminé la composition de l'acide perchlorique en décomposant, par la chaleur, le perchlorate de potasse, et en a déduit la formule CIO’ correspondant à l’acide supposé anhydre. Cette composition a été vérifiée par Gay-Lussac.
Reste à déterminer la proportion d’eau contenue dans un hydrate.
On dissout, dans l’eau, un poids connu de cet hydrate, on ajoute un excès de carbonate de potasse, et enfin de l’acide acétique jusqu’à réaction acide. On évapore à sec, on lave à l’alcool pour enlever l’excès d’acétate ; du poids de perchlorate on déduit le poids de l’acide anhydre que renfermait l’hydrate étudié. En décomposant ce poids de perchlorate par la chaleur, et dosant le chlore du chlorure de potassium résidu, on vérifie en même temps la pureté de cet acide.
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Discussion de quelques observations de 51. Pelouze sur les mêmes corps considérés à l’état cristallisé et à l’état amorphe. — Ann. (3), VII, p. 113.
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BROME
Par M. A. JOLY.
Br.
l'équivalent, poids atomique . 80
Densité de vapeur . 5,54
Équivalent en volume . 2
Densité rapportée à l’hydrogène . 80
Poids du litre de vapeur . 78'',16
Par l’ensemble de ses réactions, le brome vient se placer entre le chlore et l’iode; il accompagne ces corps simples dans toutes les combinaisons métalliques naturelles, dans l’eau de mer notamment; c’est là que Balard signalait sa présence en 1822, et, dans un beau mémoire devenu classique, indiquait son extraction et l’étudiait en détail.
En traitant par le chlore la lessive de varech ou l’eau-mère des salines, Balard remarqua que la liqueur se colorait en jaune. Cette couleur disparaissait peu à peu à l’air libre, les alcalis la détruisaient. Le liquide distillé laissait dégager des vapeurs rutilantes qui se condensaient en gouttelettes rouges, et le corps ainsi obtenu, indécomposable par la [lile, et qui présentait d’ailleurs des propriétés chimiques voisines de celles du chlore et de l’iode, Balard l’appela Irome (6|3mp.oç, mauvaise odeur).
PROPRIÉTÉS PHYSIQUES
Le brome, pris sous une assez grande épaisseur, est un liquide brun foncé, presque noir ; en couches minces, il est rouge hyacinthe. Son odeur forte et désagréable rappelle celle des oxydes du chlore et lui a fait donner son nom ; ses vapeurs attaquent les muqueuses de l’organe respiratoire.
Sa densité a été trouvée égale à 2,966 par Balard; Lœvig a trouvé 2,98 à 2,99 pour la température -t- 15”; Isidore Pierre donnait 5,187 à 0”. Ramsay a déterinhié la densité du brome à la température d’ébullition, ainsi que son volume
5G6 EîiCYCLOl'ÉÜlE CIIIMIÜIE.
spécifique et son volume atomique, et donne comme moyenne de quatre déterminations :
Poids spécifique . 2,9485
Volume spécifique . 0,5592
Volume atomique . 27,155
La température de solidification du brome varie dans des limites très étendues, suivant les divers expérimentateurs. Baîard avait trouvé qu’il n’était pas encore solidifié à — 18°; Liebig donnait — 25o comme point de solidification; Sérullas, — 18“ à — 20“ ; Isidore Pierre, — 7“,5; Roscoë, — 22“ ; Grup-Bezanez, — 7“,5; Régnault, — 7“,52.
Suivant Baumhauer, quand le brome est sec et pur, il se solidifie à — 24“,5 et la présence d’une petite quantité d’eau élèverait notablement le point de solidification.
Avec du brome purifié avec soin, J. Philipp {Deutsche Chemische Gesellschaft, XII, 1424) a obtenu la solidification vers — 7“,2 à — 7“,5 sans qu’il ait été constaté de phénomène de surfusion. — L’iode n’a pas une action sensible sur le point de solidification du brome, mais 4 à 5 pour 100 de chlore abaissent le point de solidification à — 1 5°.
Suivant Baumhauer, le brome solide constituerait une masse cristalline rouge brun, tandis qu’on le décrit généralement comme un corps solide qui se rapproche de l’iode.
Le brome bout à +63“ sous la pression de 0“',759 (1. Pierre).
Les vapeurs sont d’un rouge orangé très intense; il suffit de verser une goutte de brome dans un grand ballon de veri'e pour que l’atmosphère soit immédiatement fortement teinte.
La densité de vapeur est 5,54 (Mitscherlich), nombre identique à la densité théorique 80 X 0,069 = 5,52.
La densité, rapportée à l’hydrogène, est 80 et l’équivalent en volume 2, comme celui de l’hydrogène.
Le poids du litre de vapeur de brome, dans les conditions normales de température et de pression, est 78‘',16.
La densité de vapeur du brome diminue notablement lorsqu’elle est déterminée à température élevée.
Dans une première série de déterminations faites sur la densité tlu chlore, du brome et de l'iode, par la méthode de Meyer modifiée, Crafts avait obtenu
4,48 f à la température la plus élevée du four Peirot
4,59 ) (1500“ au maximum).
\. Meyer et 11. Züblin {Deutsche Chemische Gesellschaft, t. Xlll, p. 405, 1880) ont trouvé pour le brome libre :
5,58 dans la vapeur d’eau,
et des nombres compris entre 4,30 et 3,78 à haute température.
En décomposant par la chaleur le bromure de platine, à la plus haute tempéra-
BROME
ture du four Perrot (1570“?), les mêmes expérimentateurs ont obtenu pour la densité du brome naissant :
c’est-à-dire les g de la densité normale.
Si l’on écarte ces dernières déterminations, où la présence du platine peut introduire quelques causes d’erreur, il résulte des expériences de Crafts que le rapport entre la densité trouvée à haute température et la densité théorique est, pour le brome, environ 0,8. Le brome vient se placer ainsi entre le chlore et l’iode. Crafts a trouvé, en effet, que pour le chlore la densité ne variait pas sensiblement, contrairement à l’opinion de Meyer, tandis que pour l’iode, le rapport des densités tendait vers 0,6 L
La chaleur de vaporisation est 50,95 (Régnault) :
Les chaleurs spécifiques moyennes ont été déterminées par Régnault:
A l’état solide. . . . 0,08452 à — 51“
— liquide. . . . 0,107 entre 0“ et 16“
— gazeux. . . . 0,055526
Le brome est soluble dans environ 55 fois son poids d’eau à -1- 15“ ; la solution non saturée est d’un jaune pur intense, la solution saturée d’un rouge légèrement orangé. Comme cette dissolution jouit des propriétés oxydantes de la solution de chlore, et qu’il n’y a rien de plus facile que de la préparer, elle constitue un réactif fort précieux.
La solubilité est, pour 100 parties d’eau :
(Daiicer.)
Le brome est beaucoup plus soluble dans l’alcool et surtout dans l’éther; ce dernier dissolvant est fréquemment employé pour enlever le brome disséminé dans une grande masse d’eau. Mais il ne faut pas oublier que le brome réagit à la longue sur ce liquide et sur l’alcool, comme le ferait le cblore ; l’acide sulfurique n’en dissout que de très petites quantités, ce qui permet de conserver le bi’ome sous une couche de ce liquide sans qu’il soit nécessaire que les flacons soient hermétiquement fermés.
La chaleur de dissolution du brome dans un grand excès d’eau est, pour Br^=160à l’état gazeux, de 8““‘,5 (Thomsen-Regnault).
1. Voir, pour la description (le la iiiéU'ode et lii détermination des températures, le mémoire de Crafts et Meyer. Bulletin de la .Société cliimiciuc, XXXIII, 501-550 — XXXIV, 2.
EKCYCLOPÉDIE CHIMIQUE.
