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Je n'insiste pas sur ces particularités, car, pour en saisir l'esprit par vous-mêmes, il vous suffira d'un peu de réflexion.

L'étude de l'action des acides sur les sels va devenir pour nous très-facile, par suite des principes que nous avons précédemment posés. Ainsi nous admettrons que lorsqu'un acide est mis en contact avec un sel soluble, et en telle proportion qu'il puisse former i. 20.

avec la hase, un sel chimiquement équivalent à celui sur lequel il agit, il expulsera entièrement l'acide, si son énergie est très-considérable, par rapport à celle de l'autre acide : ou bien encore, il n'exercera aucune action , si son énergie propre est très-faible : enfin il s'emparera d'une portion de base, et il y aura ainsi un partage qui sera en raison de l'énergie respective des deux acides. Voilà le principe général ; je vais tâcher de vous le démontrer par quelques exemples.

Si vous mêlez deux dissolutions très-peu volumineuses, contenant, l'une de l'azotate de potasse, l'autre une quantité d'acide phosphorique suffisante pour former avec la base un phosphate ordinaire, vous ne verrez aucun phénomène qui indique une réaction quelconque. Versez sur ce mélange liquide une assez grande quantité d'alcool, vous verrez qu'il se forme un dépôt: séparez-le par filtra tion, cherchez ensuite si le liquide filtré renferme de l'acide azotique, et vous n'en trouverez pas de trace appréciable, ce qui prouve que cet acide, beaucoup plus puissant que l'autre, n'a pas lâché prise. Je vais maintenant vous expliquer pourquoi cette conclusion est légitime. L'azotate et le phosphate de potasse sont insolubles dans l'alcool très-concentré. Si le premier de ces deux sels avait été décomposé par l'acide phosphorique, il aurait dû se former une quantité quelconque du second sel, et par contre, une certaine portion d'acide azotique aurait dû devenir libre : on aurait eu alors en dissolution dans l'eau :

io Azotate de potasse ( sel insoluble dans l'alcool ); 2o Phosphate de potasse ( sel insoluble dans l'alcool } ; 3o Acide azotique ( acide soluble dans l'alcool ) ; 4P Acide phosphorique (acide soluble dans l'alcool ).

Les choses étant ainsi, l'alcool n'aurait dissous que les deux acides et aurait laissé déposer un mélange des deux sels.

Voici une dissolution de borax (borate de soude) : elle est légèrement colorée par de la teinture de tournesol ; j'y verse La quantité d'acide sulfurique rigoureusement nécessaire pour faire avec toute la soude du borax du sulfate de soude: vous voyez que la teinture du tournesol a pris la couleur rouge-vineuse, couleur que les acides faibles communiquent à ce réactif. Cela prouve qu'il n'y a pas eu de partage de la base entre les deux acides; car, si la moindre partie d'acide sulfurique était restée libre, le tournesol serait devenu rouge-pelure d'oignon * : en effet, il me suffira d'in-

1 . Néanmoins il pourrait y avoir une quantité si faible d'acide sulfurique libre, que la teinture dp tournesol ne pût pas tourner an ronge pelure d'oignon.

troduire dans le liquide une petite quantité de cet acide pour que la couleur annoncée paraisse.

Voilà donc, Messieurs, deux cas opposés: dans l'un, nous avons vu un acide résister aux attaques d'un autre acide ; dans l'autre, nous avons vu, au contraire, une expulsion complète.

Il ne me reste plus qu'à vous montrer le cas où l'acide d'un sel n'est expulsé qu'en partie par un autre acide.

Je prends une dissolution d'azotate de potasse ; j'y mêle une quantité équivalente d'acide sulfurique, ensuite je chauffe peu à peu le mélange jusqu'à + 40° ou -h 50°, puis je le verse dans cent fois son poids d'alcool anhydre. Il se forme un dépôt que je sépare par filtration. Que s'est-il passé? Si l'on admet que l'azotate a été complètement décomposé, il se sera formé du sulfate de soude, et tout l'acide azotique sera devenu libre ; si, au contraire, on admet un partage de la base entre les deux acides, il doit s'être formé une certaine quantité de sulfate de soude, de sorte que le mélange doit contenir deux sels et deux acides. Dans le premier cas , l'alcool ne contiendra que de l'acide azotique ; dans le second cas, il contiendra tout à la fois de l'acide azotique et de l'acide sulfurique : quant aux deux sels ils se trouveront dans le précipité, puisque l'alcool ne les dissout pas. Cela dit, il nous sera aisé de prouver que soit dans le dépôt, soit dans l'alcool, on trouve de l'acide sulfurique. Si l'on étend d'eau une certaine quantité de l'alcool, et si l'on y verse un peu d'eau de baryte, on verra s'y former un dépôt blanc que les réactifs ordinaires démontreront n'être que du sulfate de baryte. Si d'autre part, après avoir bien lavé avec de l'alcool le premier précipité, on en dissout un peu dans l'eau, et si l'on verse dans la dissolution un peu d'eau de baryte, on verra encore se former un précipité de sulfate de cette base. Puisque l'on trouve de l'acide sulfurique soit dans l'alcool qui a agi sur le mélange d'acide sulfurique et d'azotate de potasse, soit dans le dépôt qui s'est formé dans l'alcool même, il est évident que les deux acides se sont partagé la base.

On peut conclure de ces expériences que la différence d'énergie chimique entre l'acide sulfurique et l'acide azotique n'est pas, à beaucoup près, aussi considérable que celle qui existe entre les acides borique et sulfurique et entre les acides phosphorique et azotique.

Ces faits prouvent donc la justesse du principe qui admet que, dans l'action mutuelle des corps composés, les échanges et les remplacements dépendent en quelque sorte de l'énergie chimique des corps agissants. II est bien entendu que si, dans l'action, interviennent des influences perturbatrices telles que celles de

l'insolubilité et de la volatilité des produits, les résultats changeront, quoique le principe reste toujours le même. En effet, vous venez de voir que l'acide sulfurique est plus puissant que l'acide borique ; mais si vous exposez à une température trèsélevée un mélange de ce dernier acide et de sulfate de soude, vous finirez par avoir du borate de soude, et tout l'acide sulfurique sera expulsé : c'est que l'acide borique est fixe à la température à laquelle l'acide sulfurique est volatil. Voici une dissolution de sulfate de potasse, j'y verse de l'acide tartrique : vous verrez dans un instant se former un précipité de bitartrate de potasse (crème de tartre). Pourrais-je inférer de ce fait que l'acide tartrique est plus puissant que l'acide sulfurique? Non sans doute. Si ce dernier acide a été déplacé, c'est que le bitartrate de potasse est incomparablement moins soluble que le sulfate : ainsi l'action a commencé par un double échange, peut-être en proportion minime, et l'insolubilité d'un des produits l'a continuée et l'a rendue complète.

L'action des acides et des bases sur les sels étant régie par le même principe, il est tout naturel que l'on rencontre dans les deux cas les mêmes particularités : ainsi les acides n'agissent pas toujours sur les sels pour expulser les autres acides ou partager les bases avec eux ; mais quelquefois :

4U Ils se combinent avec un sel neutre pour en faire un sel acide. Exemple : sulfate de potasse et acide sulfurique

2° Ils enlèvent une partie de la base et forment un sel neutre et un sel acide ; exemple : phosphate de chaux et acide sulfurique

(CaO)», Ph 08 + 2 HO, SO* = (HO)» Ca 0, Ph 0* + 2 Ca 0, SO» ;

3° Ils se combinent avec un sel basique pour former un sel neutre ; exemple : sous-sulfate de cuivre et acide sulfurique.

(CuO)*,S05 + 2SO*-*3CuO,SO*.

Vous vous êtes aperçu, Messieurs, que je ne fais que répéter ce que je vous ai dit déjà relativement à l'action des bases sur les sels : j'intervertis les mots, et rien de plus.

Jusqu'à présent, nous n'avons considéré que l'action des oxydes sur les sels. Nous ne pouvons quitter ce sujet sans nous être occupés de celle des hydracides. Pour parvenir à bien comprendre cette action, il faut se souvenir de la définition des sels d'après le

OlS'ZlfcMR LEÇON. S 57

système que nous avons adopté ; il faut , de plus, nous figurer graphiquement la manière dont un sel est décomposé par un oxacide considéré comme anhydre et comme hydraté. Dans le premier cas, c'est un acide qui en déplace un autre :