DENSITÉS

On peut donc juger de la quantité de sel renfermée dans une dissolution par la densité de celleci. Mais la détermination d’une densité est une opération toujours assez délicate, aussi l'a-ton remplacée par une observation très simple, fondée sur l’emploi d’un instrument nommé pèse-sel (fig. 9).

Le pèse-sel ou aréomètre de Baumé se compose d’un (lottcur ordinairement en verre, lesté à sa partie inférieure et surmonté d’une tige sur laquelle on met une graduation. L’instrument doit être lesté de façon à flotter dans l’eau et à s’enfoncer alors jusqu’à la partie supèrieure de la tige : on a marqué en ce point Aréomètre un trait auquel correspond le 0 de la graduaou pèse-sel. gj poa plonge l’appareil dans l’eau salée,

il y flottera également, mais en s’enfonçant d’autant moins

que l’eau est plus dense ou plus chargée de sel. On peut donc juger du degré de concentration de l’eau salée par la longueur de la tige qui émerge pendant la flottaison. Afin de pouvoir comparer les résultats obtenus, on détermine sur l’instrument un second point de repèe : pour cela, on fait une dissolution de 15 parties de sel dans 85 parties d’eau (densité 1,1148), on y plonge l’aréomètre et on marque 15 au point d’affleurement. L’intervalle 0 — 15 est ensuite partagé en 15 longueurs égales et l’on prolonge les divisions au-dessous du trait 15. On dit qu’une dissolution salée marque 22 degrés Baumé quand le pèse-sel y flotte en s’enfonçant jusqu’à la division 22. Connaissant le degré arèométrique, on peut connaître la densité du liquide et par conséquent la quantité de sel qu’il contient. Le tableau suivant montre que la proportion centésimale de sel est à peu près égale au degré de l’aréomètre :

TABLE POUR 1,’arÉOMÈTRE DE BAUME.

DE GRÉ •lu pèse-sel

DENSITÉ à 13° cent.

SEL

pour 100

DEGRÉ du pèse-sel

DENSITÉ à lo° cent.

SEL

pour 100

La présence du sel en dissolution dans l’eau élève le point d’ébullition du liquide et abaisse au contraire la

température à laquelle il commence à se congeler. Une dissolution saturée de sel bout à 109°, 4 et contient alors de 29,4 à 29,5 parties de sel pour 100 parties de dissolution. On utilise quelquefois cette propriété pour obtenir des bains-marie dont la température est supérieure à 100° : ainsi, lors de la préparation de certaines conserves alimentaires, on met les boîtes qui les contiennent dans un bain d’eau salée bouillante. Si, au contraire, on expose au froid l’eau plus ou moins chargée de sel, le point de congélation du liquide s’abaisse. La glace qui se forme alors contient toujours du sel, mais en quantité proportionnellement beaucoup plus faible que la saumure qui reste liquide. On peut de cette façon enrichir des solutions salées, en enlevant la majeure partie de l’eau sous forme de glace. Ce procédé est usité dans le nord de la Russie pour l’extraction du sel contenu dans l’eau de mer.

Le tableau qui suit donne les points d’ébullition et de congélation de quelques dissolutions contenant plus ou moins de sel. Il a été dressé par Karsten :

POINTS d'ÉBULLITION OU DE CONGÉLATION DE l’eaU SALÉE

SEL

dans 101) p.

de dissolution

POINT

de congélation

SEL

dans 100 p.

de dissolution

POINT

de congélation

POINT

d’ébullition

Le sel possède pour l’eau une certaine affinité : il se conserve, en effet, à l’air par un temps sec ; mais s’il fait humide, les cristaux de sel se mouillent et commencent à entrer en déliquescence. Cet effet est beaucoup plus prononcé avec le sel gris de cuisine : celui-ci contient toujours un peu de chlorure de magnésium dont la déliquescence est plus grande que celle du chlorure de sodium pur. Aussi les ménagères ont soin de conserver la boite au gros sel dans un endroit chaud et à l’abri de l’humidité: cet appareil leur sert en outre de baromètre; quand le sel se mouille, 'elles y voient un pronostic pour la pluie.

Mis en présence de la glace, le sel en détermine la fusion. Que l’on saupoudre de gros sel un morceau de glace bien transparente, chaque grain creuse un petit

trou dans la glace qu’il fait fondre, et se dissout dans l’eau ainsi produite. Ce procédé est employé dans certains pays pour faire disparaître rapidement la neige qui tombe dans les rues : on l’a essayé en France, à Paris notamment. Il faut évidemment employer à cet usage du sel impropre à la consommation et par suite exempt de l’impôt, afin que le prix de revient de la matière soit aussi faible que possible. L'emploi du sel dans ces conditions a cependant un inconvénient : la neige et le sel mélangés forment tout d’abord une bouillie liquide dont la température est d’environ 20 degrés au-dessous de 0 : aussi est-il fort désagréable d’y marcher.

L’abaissement considérable de température qui se produit alors s'explique aisément. La glace pour se fondre exige de la chaleur: abandonnée à elle-même dans une chambre chaude, elle fond peu à peu en empruntant à l’air la chaleur nécessaire à sa fusion : la met-on dans l’eau tiède, elle fond en prenant la chaleur de l’eau qui se refroidit. On démontre en physique que pour fondre un kilogramme de glace, il faut autant de chaleur que pour échauffer le même poids d’eau liquide depuis 0° jusqu’à 79°. Or, quand on met le sel sur la glace, celle-ci fond aussitôt, sans avoir le temps de prendre de la chaleur aux corps voisins : comme, d’un autre côté, la fusion ne peut s’opérer sans chaleur, la glace en emprunte à elle-même et au sel qui la recouvre : leur température s’abaisse puisqu’ils perdent de la chaleur ; il en résulte un mélange réfrigérant.

Le mélange du sel avec la glace pilée ou la neige est très souvent employé comme moyen de produire du froid ; les proportions les plus convenables sont : un quart de sel et trois quarts de neige; dans ces conditions, on obtient un froid de 21° au-dessous de 0°. Les physiciens et les chimiste ne sont pas seuls à se servir de ce mélange : les glaciers provoquent la congélation des sirops et des crèmes en plongeant les vases ou sorbetières

qui les contiennent, dans un seau plein de glace pilée et mélangée de sel.

La solubilité du sel dans l’eau est modifiée et diminuée en général par la présence d’autres substances. Une dissolution saturée de sel, dans laquelle on verse de l’acide chlorhydrique, laisse déposer immédiatement une grande partie du sel qui y était contenu. Il en serait de même, si l’on ajoutait du chlorure de magnésium au liquide salé : cette propriété est appliquée dans l’extraction du sel marin ; son emploi constitue la méthode des coupages. (Voir chap. iv, 5°.)

Un fait analogue se produit avec l’alcool. Lorsque celui-ci est pur et complètement exempt d’eau (alcool absolu), il ne dissout pas le sel; tandis qu’il y a dissolution d'une quantité plus ou moins grande de sel, quand l’alcool est mélangé d’eau.

La flamme de l’alcool dans lequel on a fait dissoudre du sel présente une teinte jaune particulière. Si l’on s’en sert la nuit pour éclairer l’intérieur d’une chambre, les objets perdent leur couleur propre et paraissent tous posséder la teinte jaune de la flamme. La figure des personnes ainsi éclairées n’a plus son aspect rosé et prend une apparence cadavérique particulièrement désagréable. Le changement de couleur est surtout remarquable pour certaines substances très richement colorées : le bichromate de potasse est ordinairement d’un rouge brun très foncé; il parait alors presque blanc : le biioclure de mercure, dont la teinte rouge est plus vive peut-être que celle du beau vermillon, devient blanc avec une pointe de jaune pâle. Vue à travers une plaque de verre de couleur verte, la flamme de l’alcool salé est jaune orangé. Ces phénomènes sont faciles à observer, et tout le monde peut répéter l’expérience.

Elle réussit également, si l’on introduit un fil de platine imprégné d’eau salée dans la flamme d’une lampe i\ esprit-de-vin ou d’un bec alimenté par un mélange de

gaz d'éclairage et d’air (bec Bunsen) : ces llammes, dont la teinte ordinaire est d un bleu pâle, deviennent aussitôt d U|i jaune éclatant, tout à fait semblable à celui que produit l’alcool salé. L’effet obtenu tient donc à la présence du sel dans la flamme et non pas à la nature de celle-ci.

Etudions cette flamme de plus près et analysons-la au

moyen du spectroscope (fig. 10). Le tube C reçoit, à travers une fente étroite, les rayons partis de la flamme du bec Bunsen dans laquelle un support muni d’un fil de platine maintient un peu de sel : ces rayons traversent le prisme placé au centre de l’appareil, se séparent s’ils ont des réfrangibilitès différentes, et viennent alors donner dans la lunette B un image colorée et étalée de la fente par laquelle ils sont entrés. Si la lumière émise

PROHtlÉTÉS PHYSIQUES DU SEL. 25

est homogène, c’est-à-dire si les rayons sont tous de même nature, ils se dévient également dans leur passage à travers le prisme, mais ne fournissent alors qu’une simple ligne lumineuse, dont la position et la coloration changent en même temps.

L’expérience ainsi faite montre que la lumière émise par une flamme, où se trouvent des vapeurs de sel commun, est très sensiblement homogène. L’image de la fente du spectroscope apparait comme une simple raie lumineuse d’un beau jaune et qui correspond à la raie noire 1) du spectre solaire (fig. 11). Si l’on emploie un instrument ayant un fort pouvoir dispersif, la raie jaune se dédouble en deux lignes séparées l’uue de l’autre, mais très rapprochées.

Cette réaction est si extraordinairement sensible, que le sel marin renfermé dans les poussières atmosphériques suffit pour produire le phénomène. En regardant à travers le spectroscope la flamme obscure du bec Bunsen, dans laquelle on n’a pas mis le fil de platine, on voit apparaître la raie jaune, par intervalles. Ces éclats intermittents correspondent au passage des parcelles salées contenues dans l’atmosphère et que le courant d’air amène dans la flamme.

Fig. 11. Les raies noires du spectre solaire

Analyse du sel par la pile. — 11 est composé de chlore et de sodium. —

Propriétés du chlore. — Propriétés du sodium. — Flamme du sodium.

Son action sur l'eau. — Synthèse du sel. — Sa composition exacte.

Qu’cst-ce que le sel ? Est-ce un corps simple, ou bien est-il possible d’en séparer des matières diverses ? Faisons fondre du sel dans un creuset sous l’action de la chaleur, et plongeons dans la masse deux baguettes de charbon communiquant avec les pôles d’une forte pile; une décomposition s’opérera par le passage du courant. A l’électrode positive, se dégage un gaz d’une odeur très forte, d’une couleur verdâtre et qui a reçu pour cette raison le nom de chlore. En même temps, se réunissent sur l’électrode négative des globules fondus, volatils même à cette température et pouvant brûler au contact de l’air avec une flamme jaune : si on les recueille, après leur solidification, on verra qu’ils sont légers, mous, faciles à couper au couteau : ils présentent alors une section brillante comme celle de l’argent et d’un éclat métallique très prononcé; mais ils se ternissent rapidement à l’air. Le corps auquel nous avons affaire est un métal; mais c’est un métal qui se rouille ou s’oxyde à l’air avec la plus grande facilité : aussi n’y conserve-t-il pas son brillant métallique. On a donné à ce métal le nom de sodium. Comme le chlore et le sodium n’ont pu jusqu’ici être décomposés par aucun moyen, on les regarde comme des éléments ou corps simples, et l’on dit que le sel commun est un composé de chlore et de sodium : c’est du chlorure de sodium.

Indiquons, en quelques mots, les propriétés les plus importantes du chlore et du sodium.

Le chlore est gazeux, d’un jaune verdâtre, plus lourd que l’air : I litre de chlore pèse environ 5 grammes, tandis que 1 litre d’air ne pèse que l gramme 5 dèci-

grammes. Un froid de 40 degrés au-dessous de 0°, ou bien une pression de 4 atmosphères à la température de 15° suffit pour transformer le.gaz chlore en un liquide jaune.

Si l’on verse de l’eau dans un flacon de chlore et qu’on agite, le gaz se dissout et donne une dissolution jaune pâle, employée dans les laboratoires et dans l’industrie sous le nom d 'eau de chlore.

Même en petite quantité et mélangé à beaucoup d’air, le chlore produit, quand on en respire, une vive oppression et détermine une toux violente.

Si l’on continue, il peut survenir des crachements de sang : aussi ne faut-il le manier qu’avec certaines précautions.

Le chlore est un des agents chimiques les plus énergiques. Le phosphore, l’arsenic, l’antimoine qu’on y introduit (fig. 12) s'enflamment en s’unissant à lui.

Tous les métaux, même ceux qui sont le moins altérables, l’or et le platine, se combinent au chlore dès qu’on les met au contact de ce gaz.

L hydrogène mélangé au chlore se combine peu à peu avec lui : cette combinaison est subite et accompagnée d une violente explosion, lorsqu’on fait tomber la lumière solaire sur le mélange, ou qu’on en approche une allumette enflammée. Il se forme dans ces circonstances

un composé de chlore et d’hydrogène, l 'acide chlorhydrique.

L’autre élément du sel est le sodium. Ce métal, d’un blanc d’argent, a des propriétés assez différentes de celles que nous sommes habitués à trouver dans les métaux usuels : il est très léger et pèse moins que l’eau à volume égal; sa densité n’est, en effet, que les 0,97 de celle de ce liquide. Le sodium fond vers 95°, 5, température inférieure à celle de l’eau bouillante : le liquide ainsi obtenu bout à la température rouge.

Le sodium est très altérable à l’air; aussi doit-on le conserver au milieu d'un liquide non oxygéné, tel que l’huile denaphteoude pétrole. Chauffé au contact de l’air et à une température notablement supérieure à son point de fusio’n, il finit par s’enflammer : il brûle alors avec une flamme jaune, qui présente tous les caractères indiqués (page 21) pour la flamme de l’alcool salé. C’est donc à la présence du sodium, qu’est due cette lumière caractérisée par la double raie jaune de la figure 11. Un composé quelconque du sodium donne le même aspect à la flamme du bec Bunsen.

Le sodium est peu altérable dans l’oxvgène ou dans l’air sec, à la température ordinaire : cependant on reconnaît que le métal fraîchement coupé est très brillant, et qu’il se ternit rapidement : cet effet est dû surtout à l’humidité et à l’acide carbonique contenus dans l’air. Le sodium décompose, en effet, l’eau pour s’emparer de son oxygène et donne alors de l’oxyde de sodium ou soude. L’expérience se fait en projetant un fragment de sodium à la surface de l’eau contenue dans un vase : le métal, plus léger que l’eau, reste à la surface du liquide : mais la chaleur dégagée par sa combinaison avec l’oxygène de l’eau détermine sa fusion, de sorte qu’il prend la forme d’un globule fondu. Celui-ci court rapidement à la surface de l'eau, soulevé et poussé par l'hydrogène qui se dégage tout autour de lui.

On peut rendre manifeste le dégagement d’hydrogène, en approchant du globule métallique une allumette enflammée : l’hydrogène s’allume el brûle avec une flamme colorée en jaune par un peu de vapeur de sodium. Quant à la soude, on constate sa présence dans l’eau où elle s’est dissoute. Le liquide peut, en effet, ramener vivement au bleu la teinture de tournesol rougie par un acide : si on y trempe le doigt, la dissolution de soude produit l’effet d’un liquide savonneux, parce qu’elle attaque la peau en formant un savon avec la matière grasse qui entre dans sa composition.

Au lieu d'exposer le sodium à l’action de l’eau ou à celle de l’air, plaçons un morceau de ce métal dans une petite capsule attachée à un fil de fer, et introduisons le tout dans un flacon plein de chlore (fig. 15) : le sodium s’allume, brûle en répandant une épaisse fumée et, quand le métal est brûlé, la couleur jaune du chlore a disparu ; il ne reste dans le flacon qu’une poussière blanche : c’est du sel.

Nous pouvons donc faire du sel avec le chlore et le sodium : seulement il faut une proportion exactement déterminée de chacun de ces corps : 25 de sodium pour 55,5 de chlore. Après avoir analysé le sel, nous venons de le reconstituer avec ses éléments et d’en faire la synthèse ; nous trouvons ainsi qu’il est formé de

Chlore 55,5 00,7

Sodium 23 59,5

Fig. 15. Combustion du sodium dans le chlore.

N’est-il pas curieux de voir un mêlai semblable à l’argent et un gaz vert donner par leur union une poudre solide blanche : celle-ci possède une saveur agréable; elle est tout à fait inoffensive, tandis que le chlore est suffocant, même à dose très faible et que le sodium brûle au contact de l’eau en donnant de la pierre à cautère. C’est en effet le propre des composés chimiques de posséder des propriétés et des caractères essentiellement différents de ceux de leurs composants.