Na

0 = 100,0 = 5,80 \an.A A , A s. ,0

30 = 300 0= i7 40 (Sulfate de soude anhydre.. 51,43

s = 200,0 = 11,'eo/

S = 200,0 = il,60\ 30 = 300,0= 17,40(... .

O = 100 0= 5 80 ï ^Cl<*e sulfurique normal... 35,52

|Eau 13,05

L'emploi le plus important du sulfate de soude ordinaire est celui qui a pour résultat la production du carbonate de soude ; comme les moyens qui servent à le transformer sont les mêmes que Ton applique au sulfate de potasse , lorsqu'on veut préparer en grand du carbonate de cette base , je vais vous dire quelques mots de ce dernier sulfate.

Quand l'Amérique ne nous fournissait pas encore de l'azotate de soude à bon marché, nous ne préparions l'acide azotique qu'au moyen de l'azotate de potasse. Ce qui restait dans les cornues était du bisulfate de potasse que l'on pouvait amener à l'état neutre ou de simple sulfate , au moyen d'une proportion convenable de potasse. Aujourd'hui, si le sulfate de cette base n'est pas tiré de l'eau de la mer et des cendres des wareck, il est obtenu directement par la réunion immédiate de l'alcali et de l'acide , ou bien indirectement comme produit secondaire d'autres préparations. C'est pourquoi son prix est beaucoup plus élevé que celui du sulfate de soude.

Le sulfate de potasse est toujours anhydre : il se compose d'un équivalent d'acide et d'un équivalent de base KO, SO5 •, cristallisé en prismes à 6 faces, terminés par des pyramides hexaèdres : ces cristaux sont incolores , transparents, et leur saveur est amère. Ce sel fond à une température élevée sans se décomposer. Il est insoluble dans l'alcool. Sa solubilité dans l'eau ne présente rien d'anormal. \ Ou parties d'eau à + 12°, 7 en dissolvent <Ô«r,5, et à + 1<M°,5 elles en dissolvent 26«r,3. Ainsi que le sulfate de soude, il peut se transformer en bisulfate ; on n'a qu'à le chauffer avec la moitié de son poids d'acide sulfurique normal ; dès que les fumées sulfuriques cessent, on laisse refroidir, puis on traite le résidu par de l'eau. Ce liquide évaporé fournil des prismes incolores de bisulfate de potasse (KO, SO*, HO, SO5) *.

0= 100== 9>18)Potasse = 54,10

30 = 300 = 27,54) A . .. . S = 200 = 18 36 } Acide wuranqne = 45,90

0 = 100,0 = 5,87 | 0 .. , . A auAa

30= 300,0= 17,63 Sulfate de potasse 65,02

0= 100,0= 5,87 i4tJ .. . ,iM

30= 300 0= |7 53 /Acide snlftinqae normal... J4,98

Ce sel est très-utile dans les analyses minérales, car ne se décomposant qu'à une température de + 600°, il peut servir à attaquer de certains minéraux qui échapperaient à l'action de l'acide sulfurique ; dans les analyses, il joue le rôle d'acide sulfurique dont le point d'ébullition serait excessivement élevé.

Tous les traités de chimie, même les plus récents, disent que le sulfate de potasse est décomposé par l'alcool et ramené à l'état de sulfate neutre ; l'alcool lui enlève, il est vrai, de l'acide sulfurique , mais il s'en faut que ce soit justement la moitié '.

Je résume dans le tableau suivant les propriétés des deux sulfates alcalins neutres, et je passe de suite au traitement qui doit les transformer en carbonates.

Sulfate de soude (NaO,S(>3 -j- 10 Kq). Sulfate de potasse (KO, SO3).

Prismes à quatre pans terminés par des Prismes à six faces terminés par des py-

sommets dièdres ramides hexaèdres.

Quelquefois hydraté par 8 , ordinairement par 10 équivalents d'eau Toujours anhydre.

Saveur amère Saveur am ère.

Anomalie dans sa courbe de solubilité, Courbe de solubilité régulière , et qui

le maximum est à + 33° croit avec la température.

Insoluble dans l'alcool Insoluble dans l'alcool.

Neutre aux réactifs colorés Neutre aux réactifs colorés.

Fusible et indécomposable par la chaleur. Fu sible et indécomposable par la chaleur.

Donne nn bisulfate hydraté. Donne un bisulfate anhydre.

Je ne vous dirai pas dans quelles conjonctures on découvrit le procédé industriel pour transformer les sulfates alcalins en carbonates ; il vous suffira de savoir que , depuis cinquante ans , le procédé que je vais décrire, et qui fut proposé par Leblanc , est resté intact au milieu de toutes les modifications, de toutes les révolutions que les progrès des sciences ont fait subir aux autres arts chimiques.

D'après les indications de Leblanc, on fait un mélange de

1 . Un gramme de bisulfate de potasse pulvérisé, et dont la composition m'était connue, a été laissé en contact avec 100 grammes d'alcool à 90 centésimaux pendant 18 heures. On a agité et chauffé le mélange plusieurs fois, enfin on Ta fait bouillir pendant quelques minutes, puis on l'a jeté sur un filtre ; on l'a lavé avec de l'alcool jusqu'à ce que la liqueur de lavage n'eût plus de réaction acide. On a analysé le résidu qui aurait dû être du sulfate neutre de potasse; mais on a trouvé qu'il contenait un excès d'acide sulfurique correspondant à £ d'équivalent. D'ailleurs sa dissolution était loin d'être neutre. On voit donc que l'alcool n'avait enlevé que les \ de l'acide. Gela paraîtra très-naturel aux chimistes qui savent que l'on ne peut ramener complètement les bisulfates alcalins à l'état de sulfates neutres an moyen d'une forte chaleur, qu'en faisant intervenir le carbonate d'ammoniaque.

(000 parties de sulfate de soude sec grossièrement concasse; lOiO parties de carbonate de chaux en poudre; 530 parlîes de charbon de terre ou de bois, dont les ; bien broyés, et le reste en menus fragments.

On l'introduit dans un four de forme ellipi tique, et dont vous voyez ici une coupe verticale (fig. 6( ).

La sole est construite en briques réfractai res , le mélange qui la recouvre est chauffé par la flamme qui sort du foyer F. Pour la commodité du travail , le mélange est introduit par les deux ou-

Fifi. 61.

vertures o. A mesure que la température s'élève, il se ramollit , acquiert peu à peu une consistance pâteuse, et laisse dégager beaucoup d'oxyde de carbone. Pendant toute la chauffe , il doit être brassé. Dès que le dégagement gazeux a cessé, la matière est retirée du four et refroidie ; on la pulvérise et on la lessive ; les eaux de lessive évaporées donnent des cristaux de carbonate de soude. Le succès de l'opération dépend de la forme du four ; s'il est de forme elliptique, le résultai est certain; s'il est quadrangnlaire , l'expérience manque en partie , parce que très-probablement la chaleur ne peut pas y être uniformément répartie. Voici les principales réactions qui ont lieu dans les fours a soude. Les proportions que nous avons indiquées correspondent à peu

2 équivalents de sulfate de soude,

3 îd. de carbonate de chaux, 9 id. de carbone.

Par la réaction réciproque de ces trois corps, il se formera :

2 équivalents de carbonate de soude = 2 Na O, CO* î kl. d'oxysulfure de calcium = CaO, SCaS

<0 id. d'oxyde de carbone...— I0CO

Comme l'oxyde de carbone se dégage et l'oxysulfure de calcium

est insoluble, en reprenant le résidu par de l'eau, on dissoudra purement et simplement le carbonate de soude.

Tout ceci est facile à comprendre, mais que d'essais n'aura-t-on pas dû faire pour parvenir à former l'oxysulfure de calcium de l'insolubilité duquel dépend la réussite du procédé 1 Car au point de vue théorique, pour transformer le sulfate de soude en carbonate, et le carbonate de cbaux en sulfate, on n'a besoin que d'un équivalent de chaque sel ; et il en est de même si , en adoptant une autre théorie, on admet qu'il y ait échange d'éléments entre le sulfure de sodium et l'oxyde de calcium ; mais lorsqu'on reprendra par l'eau le produit définitif de la réaction, l'on détruira ce que l'on aura fait, et l'on aura de nouveau du sulfate de soude ou du sulfure de sodium. En effet, si je verse du carbonate de soude sur deux dissolutions, l'une de sulfate de chaux, l'autre de sulfure de calcium , il se formera , dans les deux cas , du carbonate de chaux qui est insoluble. Vous voyez donc que , théoriquement , la transformation du sulfate alcalin en carbonate n'est possible qu'à sec; mais dans ce cas lorsqu'on voudra séparer les deux nouveaux produits au moyen de l'eau, il y aura une transformation inverse et les deux sels primitifs se reproduiront. Il a donc fallu trouver que , par un excès de carbonate de chaux ou de soude , on rend insoluble le sulfure de calcium , parce qu'il se combine avec de l'oxyde de ce même métal, et forme un oxysulfure insoluble luimême. Encore un coup , que d'essais n'a-t-on pas dû faire pour arriver à cette découverte * !

i. Tous les chimistes De sont pas d'accord sur la théorie de la fabrication du sulfate de sonde. Plusieurs supposent que les deux sels ( carbonate de chaux et sulfate de sonde ) échangent leurs éléments, et que le charbon transforme à far et mesure le sulfate de chaux en sulfure de calcium; celui-ci se combine ensuite avec de la chaux pour former l'oxysulfiire insoluble. Il y aurait donc une série de phénomènes que Ton peut représenter par deux équations successives.

i n CaO, CO* + Na 0, SO» = Ca 0, SO* + Na 0, C0J 2« 2Ca0, S03 + CaO, + 8 C = 8C0 + 2Ca0, CaS

Oxysulfure de calcium.

Cette théorie, n'est pas admise par ceux qui prétendent que sous l'influence d'une hante température il ne se fait aucnn échange entre le sulfate de soude et le carbonate de cbaux. Ils admettent an contraire que le charbon enlève l'oxygène au sulfate de sonde , et qu'entre le sulfure qui en résulte et l'oxyde de calcium , il s'opère un* double échange; si bien que l'un des produits de eet échange se combiue avec l'acide carbonique et fait du carbonate de soude , l'autre se combine avec la chaux et forme de l'oxysulfure de calcium. Il y aurait donc ;

lo NaO,SO» + 2G = 2G0* + NaS

2o 2Na S + 2CaO = 2CaS + 2Na 0

3o 2NaO + 2CaS 4- CaO + 2C + 40 = 2Ca0, CaS + 2Ga0,C0*.

C'est à la production de cet oxy sulfure insoluble que l'industrie française doit de ne plus payer à l'étranger un tribut annuel de 20 millions de francs , et de pouvoir fabriquer chez elle annuellement "70 millions de kilogrammes de soude brute.

Ce que j'ai dit pour la fabrication du carbonate de soude est applicable à celle du carbonate de potasse, avec cette différence toutefois que la proportion de ce sulfate relativement aux autres matières, doit dépasser d'autant celle du sulfate de soude que l'équivalent de l'un dépasse celui de l'autre.

Les carbonates alcalins peuvent être tirés de toute autre source que celle des sulfates. Il y a peu de plantes dont les cendres n'en contiennent pas. Si les plantes sont terrestres, la potasse y domine ; si elles sont maritimes , ou du moins si elles ont végété dans le voisinage de la mer, c'est la soude qui s'y trouve en plus grande quantité ; dans tous les cas , il est rare qu'une plante ne fournisse qu'une seule espèce de carbonate alcalin.

Ces sels ne préexistent pas dans les plantes, ils sont le résultat de la destruction ignée des sels alcalins à acide organique , que l'on trouve répandus dans l'organisme des plantes elles-mêmes. Il ne faut pas croire cependant que la présence des carbonates alcalins dans l'économie végétale soit impossible , car ils pourraient être contenus dans des appareils spéciaux et à l'abri des acides qui les décomposeraient. Hn effet, d'après M. Payen, le mesembriantherum cristallinum renferme sur toutes ses ramifications et ses feuilles des glandes remplies d'une solution alcaline d'oxalate de soude. De même que ce sel conserve son alcalinité, les carbonates de soude et de potasse pourraient conserver la leur. L'absence constante de ces composées dans les plantes est l'effet d'une loi inconnue , et non pas d'un obstacle qu'y apporterait leur nature chimique. Quant à leur formation par l'action du feu sur les plantes, vous n'avez qu'à observer ce que je vais faire sous vos yeux. Voici de l'oxalate de potasse : sa dissolution a la réaction acide ; mis en contact avec un acide puissant, il ne fait pas effervescence ; mais si je le projette dans une capsule d'argent chauffée au rouge par une bonne lampe, il se décompose aussitôt ; effectivement, si je dissous dans l'eau ce qui reste dans la capsule, je trouverai que la dissolution est alcaline, et que les acides la rendront effervescente ; en un mot, ce résidu n'est que du carbonate de potasse. Si j'avais fait une pareille expérience avec du tar-

A l'appui de cette dernière théorie, on invoque encore la circonstance, que le carbonate de cbanx peut être remplacé par de la chaux caustique. Ce fait et l'autre de la non-action réciproque des deux sels semble rendre la seconde théorie plus d'accord avec l'expérience.

trate, du malate ou de l'acétate de la même base, j'aurais encore obtenu le même résultat; or, ce sont précisément des sels de cette nature que Ton trouve dans les végétaux, ou du moins ce sont des sels dont les acides sont décomposables par la chaleur ; et comme tous les acides organiques renferment du carbone , et ne peuvent brûler sans produire de l'acide carbonique , Ton voit de suite pourquoi , dans les cendres, on trouve généralement des carbonates alcalins. L'acide carbonique ne peut pas se former en présence de potasse ou de soude sans se combiner avec ces substances.

Maintenant que vous savez pourquoi il y a des carbonates alcalins dans les cendres , je dois constater leur présence dans les cendres elles-mêmes. Je prends de cette matière dans le premier fourneau venu , je la délaye dans l'eau et je filtre ; la liqueur est alcaline , et fait effervescence quand on y verse un acide : voilà déjà la preuve qu'elle contient un carbonate ; si j'y introduis un peu de chlorure de platine alcoolisé, il se formera un précipité jaune qui m'indiquera la présence de la potasse. D'ailleurs, vous savez bien que les ménagères font leurs lessives avec des cendres ; or, les lessives ne sont que des dissolutions alcalines.

Les plantes qui servent en France à la fabrication des soudes naturelles (carbonate de soude impur) sont en général des chénopodées. La soude de Narbonne ou salicor, et celle d'Aigues-Mortes ou blanquette , sont préparées avec les genres chenopodium , atriplex , salicornia annua , salsola tragus, etc., etc. Les soudes qui portent le nom d'Alicante, de Malaga, de Carthagène, sont préparées avec de la barille; enfin, plusieurs ficoïdes peuvent servir à cette fabrication. Le procédé en est très-simple ; on coupe les plantes avant qu'elles soient parvenues au terme de leur végétation, et on les dessèche ; ensuite on met le feu aux débris les plus secs entassés dans des fosses circulaires ( profondes d'un mètre, et larges d'un mètre à un mètre et demi) ; on alimente le feu avec les plantes sèches, et lorsque la masse est aux trois quarts remplie de cendre agglomérée et partiellement fondue, on la laisse refroidir, puis on la concasse et on la livre au commerce.

La fabrication des potasses naturelles (carbonate de potasse brut) n'est pas aussi simple. Quant à l'incinération, c'est la même marche que pour la soude ; il. faut cependant remarquer que, le plus souvent , on utilise la chaleur des végétaux terrestres que Ton incinère ; ce n'est que dans quelques localités, où l'abondance du bois est extrême , que l'on brûle des arbres entiers sans les faire servir préalablement comme combustible.

Quoi qu'il en soit , l'incinération est effectuée de la même manière que pour les plantes maritimes ; mais le résidu de l'incinération n'étant pas fritte, on le lessive, et l'on dissout ainsi tous les sels solubles, parmi lesquels figurent' les carbonates alcalins. Les lessives concentrées par évaporation et desséchées fournissent ce que Ton appelle le salin . qui est un mélange de plusieurs sels , où domine le carbonate de potasse ; le salin est légèrement fritte (granulé) dans des fours à réverbère semblables à ceux qui servent à la fabrication de la soude artificielle, et enfin il est livré au commerce. La quantité et la qualité du salin préparé par ce procédé, doivent nécessairement varier, suivant l'espèce des plantes, leur âge et la nature du sol sur lequel elles ont végété. Toutes choses égales d'ailleurs , les parties les plus jeunes en donnent plus que les vieilles; ainsi, les branches, à poids égal, fournissent plus que les tiges ; les plantes herbacées en donnent plus que les plantes ligneuses. Ce que je viens de dire pour les potasses est applicable sans restriction à la soude. Le consommateur ne pourrait donc pas savoir à quoi s'en tenir sur la véritable valeur de ces produits, puisqu'ils ne sont que des mélanges variables, et la notion de leur provenance est insuffisante, parce que les causes de variation sont les mêmes pour toutes les localités. Heureusement, on connaît aujourd'hui des procédés très-simples , à l'aide desquels on peut savoir, d'une manière très-approximative, quelle est la quantité réelle de carbonate alcalin qui existe dans les potasses et les soudes du commerce. Ces procédés portent le nom de procédés alcalimétriques ; ils sont nombreux, mais je me bornerai à vous paiier du plus usité et que l'on doit à Gay-Lussac. Il est fondé sur la réaction que les carbonates alcalins exercent sur la teinture de tournesol, et sur la parfaite neutralité qui les caractérise dès qu'ils sont transformés en sulfates.

Étant donnée une dissolution étendue d'alcali libre , de carbonate , de chlorure et de sulfate de potasse ou de soude, si l'on y introduit un acide étendu, l'acide sulfurique, par exemple, cet acide portera uniquement son action sur l'alcali libre et sur l'alcali carbonate * ; tant que l'acide n'est pas en assez grande quantité pour saturer l'un et l'autre complètement, la liqueur possédera une réaction alcaline : toute réaction disparaîtra dès que la réaction sera atteinte , mais elle reparaîtra avec un caractère inverse, c'est-à-dire elle sera acide, pour peu que l'on dépasse la limite de saturation.

\ . Four pins de simplicité on néglige ici l'action qne l'acide sulfuriqne exerce sur le chlorure dont il déplace sans don te le chlore sous la forme d'acide chlorhydrique ; mais dans l'essai , cet acide joue le même rôle que l'acide sulfnrique.

420 CI1IMIE ÉLÉMENTAIRE.

Dans ce verre, j'ai une dissolution de potasse ; dans ce second verre, j'ai de l'acide sulfurique étendu, en quantité nécessaire pour saturer exactement la potasse contenue dans le premier verre ; en d'autres termes , j'ai ici un équivalent de chaque corps. Si je ne verse pas tout mon acide sulfurique sur la potasse , évidemment le mélange continuera à avoir la réaction alcaline ; en effet, j'y plonge une bandelette de papier rougi, et le papier bleuit ; si je verse le reste d'acide sulfurique et que je répète le même essai , le papier réactif rouge restera rouge, et le papier réactif bleu restera bleu ; mais si j'ajoute au mélange liquide une petite gouttelette d'acide sulfurique, le papier bleu rougira de suite. Cette expérience prouve qu'au moyen de la teinture de tournesol, il est aisé de s'apercevoir quand un alcali en dissolution est saturé par un acide avec lequel il forme un sel sans action aucune sur les réactifs : et comme on connaît la valeur de l'équivalent soit de l'alcali, soit de l'acide, il est facile , en connaissant la quantité employée de ce dernier, de conclure la quantité de l'autre. Ajoutons que l'expérience a prouvé que , pour neutraliser 4«r,807 de potasse pure (KO), ou 3c, 4 85 de soude (NaO), il faut employer exactement 5 grammes d'acide sulfurique très-concentré (SO*, HO) ; et, si en opérant sur ces mêmes quantités de potasse ou de soude du commerce , on n'employait, pour les saturer, que 2*r, 5 d'acide sulfurique , il est évident qu'elles ne renfermeraient que la moitié de leur poids d'alcali réel.

Arrivons maintenant à la manière d'opérer. Au lieu de peser 4«r,807 de potasse à essayer, ou 3«*,485 de soude, on en prend dix fois autant, et on les dissout dans une quantité d'eau telle que le volume de la dissolution soit égal à un demi-litre : au moyen d'une pipette on enlève 50c-c- de cette dissolution, qu'on verse dans un vase en verre contenant un peu de teinture de tournesol, et placé sur une feuille de papier blanc. Quant à l'acide sulfurique que l'on appelle acide sulfurique normal, on le prépare en mêlant 400(r d'acide monohydraté \ (S05,H0) à une quantité d'eau suffisante pour former le volume d'un litre ; de sorte que 50cc- de cet acide étendu renferment précisément 5 grammes d'acide monohydraté, c'est-à-dire la quantité nécessaire pour saturer les 4«r,807 de potasse, ou les 3**, 485 de soude contenus dans les 50c-c- de dissolution. Pour apprécier le volume d'acide sulfurique qui sera employé Fig. 62 à saturer l'alcali , on introduit l'acide normal dans une burette graduée qui porte le nom de burette alcalimétrique (fig. 62). Cet instrument est divisé en demi-centime-

très cubes, et 1 00 divisions renferment, par conséquent, 5 grammes d'acide concentré. Voici comment on opère. Par le bec 6 de la burette B on verse de la liqueur acide sur les 50c-c- de dissolution alcaline, en imprimant un mouvement circulaire au vase qui les contient. La teinture de tournesol ne change pas d'abord de couleur, et l'acide carbonique ne se dégage pas, parce qu'il se porte sur le carbonate de potasse qui n'a pas encore été décomposé. Mais lorsque la moitié de la saturation est dépassée, et qu'elle est arrivée aux ~ environ , l'acide carbonique commence à se dégager, et la liqueur prend une teinte rouge-vineuse due à l'action que l'acide carbonique libre exerce sur la matière colorante du tournesol. On continue à verser de l'acide, mais avec beaucoup de précaution , et sans cesser d'agiter la liqueur ; on essaie de temps en temps sa réaction en en déposant un peu, à l'aide d'une baguette en verre, sur du papier réactif bleu. Tant que la partie mouillée du papier ne devient pas rouge d'une manière permanente, il reste encore du carbonate à décomposer; mais lorsque la liqueur prend subitement la couleur pelure d'oignon (ce dont on s'aperçoit sans peine à la faveur du papier blanc) , et que le trait fait sur le papier réactif produit une tache rouge durable, l'opération est terminée. On n'a plus qu'à lire, sur la graduation de la burette, le nombre des divisions employées pour opérer la saturation. S'il y en a fallu, par exemple, 60, il est évident que la potasse ou la soude essayées contiennent ~ d'alcali réel. C'est ce que l'on appelle déterminer le titre pondérai d'un alcali. Ce procédé est applicable à toute sorte d'alcali, soit carbonate, soit caustique, même à des cendres dont on voudrait déterminer la richesse alcaline.

Après avoir parlé de la préparation et de la provenance des carbonates alcalins, que nous fournil l'industrie, et qui par cela même ne peuvent jamais être chimiquement purs, il faut que je vous entretienne des moyens de les avoir dans cet état , et tels qu'ils doivent se trouver dans les laboratoires, lorsqu'on les consacre à des recherches chimiques : d'ailleurs, on ne peut en étudier les propriétés et les caractères, que lorsqu'ils sont très-purs.

Chaque alcali donne trois carbonates. Voici les formules qui en représentent la composition.

De soude. De potasse.

Carbonate neutre. NaO, GO2, -f 10 aq ' . . . . KO, CO2 + 2 aq. 3 Sesquicarbonate.. (NaO)2, (CO2)» + 4 aq... (KO),2(G02)3 Bicarbonate Na O, CO2, HO, CO2 2 . . . . KO, CO2, HO, CO2 «

Le plus important des trois carbonates de soude est le neutre. Cependant, depuis quelques années, la fabrication du bicarbonate a pris une certaine extension. On tire le carbonate neutre de soude pur, du carbonate ordinaire artificiel du commerce. On dissout celui-ci dans l'eau bouillante, et l'on agite constamment la dissolution jusqu'à ce qu'elle soit refroidie. De cette manière on trouble l'agrégation des particules de telle sorte que l'on obtient des cristaux extrêmement petits : lavés sur un entonnoir à l'eau

5 59 f 1119 1 Carbonate de soude 37,03

57;90JEau 62'97