i6 : : loo : .r = 5o

Acide. Oxyg. . Oxygène.

d'où l'acide sulfureux contient :

Soufre 5o

Oxygène 5o

SO'-KO, SO-^ FeO expriment les combinaisons de l'acide sulfurique avec la potasse et le protoxyde de fer. Ce sont les formules du sulfate de potasse et du sulfate de fer. La formule ^(SO^FeO) indiquera i équivalents de sulfate de fer; 4(AzO^ HO) représentera 4 équivalents d'acide azotique monohydraté. De ces formules on passe facilement aux poids , quand on connaît les équivalents des corps qui entrent dans la combinaison. Car nous savons que l'équivalent des corps composés est égal au poids de tous les équivalents des corps simples qui font partie de la combinaison.

Quelques exemples vont nous permettre d'apprécier tout le parti qu'on peut tirer des formules pour répondre aux besoins auxquels on doit satisfaire.

Emploi des formules pour la composition des pâtes céramiques. — Supposons qu'on ait à préparer des pâtes de porcelaine tendre , et qu'on se propose de simplifier cette fabrication en évitant l'emploi du grand nombre des matières indiquées dans les anciens dosages.

La fritte de cette pâte, composée d'alcalis, de sable, et d'un peu de chaux et d'alumine, se fabriquait autrefois en prenant, pour le soumettre à de hautes températures , le mélange suivant :

Nitre iio^o — 102,2 Potasse... KO

Sel marin 51,5— 27,5 Soude NaO

„^ i 3,6 Potasse... KO

Alun 36,0 = ' . .12^3

( 3,9 Alumme . . ArOv

Carbonate de soude sec. 36, o = 21,0 Soude NaO ■

Gypse 36,0 = 14,8 Chaux CaO

Sable 600,0 =r 600,0 Silice SiO-

Recherche de la quantité d'alcalis fixes contenus dans la fritte.

— Sous l'influence de la chaleur, le nitre perd de l'acide azotique, et laisse un résidu de potasse. Le sel marin , en supposant qu'il ne se volatilise pas , se transforme en soude en perdant son chlore et absorbant une quantité d'oxygène proportionnelle. L'alun perd de l'acide sulfurique et de l'eau; il laisse comme résidu l'alumine et la potasse qu'il contient. Le carbonate de soude sec dégage son i acide carbonique, il laisse donc de la soude pure. Le gypse dé- ! gage de l'acide sulfurique ; il n'introduit que de la chaux. Pour calculer les quantités de soude, de potasse, d'alumine et de chaux que la fritte doit contenir, nous nous appuierons sur les formules du nitre, du carbonate de soude, du gypse et du sel marin. Nous ferons usage des poids équivalents de l'oxygène , de l'azote , du potassium, du chlore, du sodium, du soufre, de l'aluminium et du calcium. Le nitre a pour formule

AzO\ KO.

Son poids équivalent est égal à loi, car l'équivalent de l'acide azotique est 54 (i4 pour l'azote, 40 pour l'oxygène), et l'équivalent de la potasse est 47 ( 39 pour le potassium et 8 pour l'oxygène).

La proportion ici : 47 *. *. 220 : x = loi^ fera donc connaître la quantité de potasse que les 110 kilogrammes de nitre introduiront dans la fritte, en supposant toujours qu'il n'y ait pas volatilisation.

Le sel marin a pour formule

ClNa.

Son poids équivalent est 58 (35 pour le chlore, 23 pour le sodium). Le sodium absorbe 8 d'oxygène pour se transformer en soude dont le poids sera 3i.

58 de sel marin correspond donc à 3i de soude, et la proportion

donnera la quantité de soude abandonnée par 5i'^, 5 de sel marin.

Appliquant les mêmes calculs pour déterminer la quantité d'alumine et de potasse qu'abandonneront 36 kilogrammes d'alun, nous écrirons la formule de l'alun :

3 S0^ AP O^H- SO^ KO -f- 24 HO = 4 (SO^ ) -h AP 0^4- KO + 24 (HO). Le poids équivalent de l'alun est égal à 476; car 4 équivalents

DEUXIÈME LEÇON, d'acide surturique pèsent i6o (4 fois 4o), 4o étant égal à i6 pour le soufre H- 24 = 3 x 8 , pour les 3 équivalents d'oxygène. Un équivalent de potasse est égal à 47, comme nous l'avons dit. L'équivalent d'alumine pèse 5 1 ( 2 x 1 3 , 6 pour l'aluminium, et 3 x 8 pour l'oxygène). L'équivalent d'eau pèse 9(1 pour l'hydrogène et 8 pour l'oxygène); ii équivalents d'eau pèseront 24 x 9 216. La somme des équivalents de l'eau, de l'alumine, de l'acide sulfurique et de la potasse donne le nombre 476. Or la proportion

donne le résidu de potasse laissé par l'alun , de même que la \ proportion

donnera la quantité d'alumine introduite par ce même sel dans le ' mélange fondu. '

L'expérience nous démontre qu'il convient, pour obtenir des ' pâtes d'une couleur plus agréable, d'augmenter la quantité de potasse relativement à la soude dans une certaine proportion ; en supposant qu'on veuille en introduire, par le nitre, le quart de ce que la fritte, composée d'après les données précédentes, devrait contenir définitivement, nous corrigerons cette première fritte.

Nous pouvons admettre la composition d'une nouvelle fritte contenant les mêmes éléments que précédemment, mais avec une quantité de nitre contenant en potasse moitié plus que précédemment, correspondant par conséquent à i53 kilogrammes, et supposer qu'on a mêlé les deux frittes. Ce mélange, satisfaisant aux conditions que nous nous sommes imposées, contiendrait ainsi, pour 1,200 kilogrammes de sable, savoir :

Par la i''' fritte : potasse | ^ l'alun ^^3' 6 | ^^^'^ Par la 1^ fritte : potasse | ygiun ^^3^6 | ^^^'^^ Par la I- fritte: soude., i sel. ...... . 27,5 )

Par la 1^ fritte : soude.

Le rapport de la potasse à la soude est dans la première fritte de ^ à I, et dans la seconde de 3 à i; dans le mélange, de 5 à 2. C'est ce rapport que nous voulons conserver.

Indication des matériaux disponibles. — Mais noUS SUppOSOns

que les matériaux que nous avons sous la main diffèrent de ceux que l'on employait anciennement: nous n'avons, par exemple, ni sel, ni salpêtre; nous ne voulons pas à faire usage de l'alun. Nous devons emprunter les alcalis aux carbonates de soude et de potasse purs ou mélangés. Nous ne discutons pas ici s'il est mieux de donner la préférence , sur les sels indiqués dans les anciennes recettes, aux carbonates alcalins. Nous aurons de la potasse de Lille et des cristaux de soude, c'est-à-dire, d'une part, un mélange de potasse et de soude, et, d'autre part, du carbonate de soude pur. Il s'agit de connaître les quantités de soude, de potasse et sable qu'il faut fondre pour obtenir une masse présentant le même résultat que celui qu'auraient fourni les anciennes recettes.

La potasse de Lille contient, dans l'échantillon donné, 87,00 de carbonate de potasse, et 8,27 de carbonate de soude. On trouve, au moyen de calculs analogues à ceux que nous venons d'exposer, que 87 de carbonate de potasse correspondent à 69 de potasse réelle, et 8,27 de carbonate de soude représentent 4,84 de soude pure. Pour répondre au rapport de 5 à 2, il faudrait 23,6 de soude pour 69 de potasse. Or 23,6 — 4,84 = 18,76 est la quantité de soude qu'il faut ajouter au carbonate de Lille pour que les deux alcalis soient dans le rapport demandé. Les cristaux de soude de Grenelle contiennent o,36 de carbonate de soude, soit 0,21 de soude réelle; pour introduire 18,76, il faudra donc 32,2 de carbonate de soude sec. Il résulte de ces calculs que i32 kilogrammes de carbonate double, formé de 100 kilogrammes de carbonate de Lille et de 32 kilogrammes de carbonate de soude sec provenant des cristaux de soude, ou 189,3 de mélange formé de 100 kilogrammes de carbonate de Lille et de 89,3 de cristaux de soude, contiendront les alcalis dans le rapport donné.

La fritte qu'il s'agit de faire doit contenir, pour 1,200 kilogrammes, 359 kilogrammes d'alcalis.

Les i32 kilogrammes de carbonate sec contiennent 82,60 d'al-

calis , savoir : i

Potasse 59 , oo

Soude 4,84

Soude 18,76

Soit 8!2,6o

Or la proportion 82,60 : 182/2 ; ; 359 : x = 574'',7 donnera la quantité du mélange de sel alcalin double qu'il faudra combiner à 1,200 kilogrammes de sable. Si donc on fait une fritte en prenant:

Sable 275,5

Carbonate de potasse de Lille. . 100,0 Cristaux de soude desséchés ... 32, o

nous devrons obtenir une composition convenable; mais on trouve que cette fritte contient beaucoup trop d'alcalis, car elle renferme :

Alumine et oxyde de fer 1,00

Chaux 0,96

Potasse 16, 5o

Soude 6 , 5o

Magnésie traces

Cette fritte est un verre soluble; la chaux provient soit des cendres du combustible ou du sable qui n'est pas de la silice chimiquement pure.

Conséquence à déduire de cette expérience. — La fritte ancienne, faite au moyen des dosages indiqués plus haut, contient en moyenne :

Silice 90

Alcalis 7

Matières étrangères 3

La fritte qu'on prépare au moyen des carbonates employés dans des proportions telles, qu'ils représentent les alcalis introduits par ces anciennes recettes, est donc beaucoup trop fusible, ce qui fait admettre qu'une partie du sel marin et des carbonates et sulfates alcalins devait se dissiper par volatilisation dans les anciennes manipulations.

CHIMIE CÉRAMIQUE. 71 Calculs au moyen desquels on corrig^era la fritte. — L'anal} SO

:ju'on en a faite permet de la corriger. En effet, si nous avons 275 kilogrammes de cette fritte, la proportion

100 : 75 : : 275 : x = 106 donnera la quantité de sable que la fritte contient. La proportion

donnera la quantité d'alcalis que cette même fritte renferme. Or, d'après la proportion

il faudrait que les alcalis fussent combinés à 8i3'',2 de sable. I 81 3, 2 — 206,2 = 607^ de sable représentera donc la quantité de sable qu'il faudra faire refondre avec les 276 kilogrammes de la fritte trop fusible.

Les exemples que nous venons de choisir donnent la mesure de l'utilité du calcul et de la nécessité d'y avoir recours dans plusieurs circonstances. Depuis que M. Brongniart a fait pénétrer dans la Manufacture de Sèvres la science chimique, en exigeant qu'on fît les analyses des matériaux employés à la confection des pâtes, des glaçures, des couleurs, plusieurs établissements industriels importants ont adopté la même méthode , si propre à faire éviter des tâtonnements nombreux , et sans laquelle on ne peut s'affranchir de l'empirisme et de la routine.

Nous pouvons passer maintenant à l'examen des corps simples dont la connaissance est nécessaire pour apprécier les diverses réactions qui se passent dans la fabrication des poteries , comme dans leur décoration. Nous commencerons cette étude par l'examen des corps que nous avons désignés sous le nom de métalloïdes.

Oxygène. — Hydrogène; eau. — Azote; air atmosphérique; combinaisons de l'azote avec l'oxygène, avec Thydrogène. — Acide azotique, ammoniaque. — Phosphore; combinaisons du phosphore avec Toxygène, avec l'hydrogène; acide phosphorique ; hydrogènes phosphorés. — Soufre; combinaisons du soufre avec Toxygène, avec l'hydrogène. — Acides sulfureux, sulfurique et sulfhydrique. — Arsenic. — Acides arsénieux, arsénique, etc.

métalloïdes.

OXYGÈME.

Lorsqu'on fait passer un courant électrique [fig. i) au travers de l'eau légèrement aiguisée pour la rendre conductrice, si l'on dispose l'extrémité des iils conducteurs en platine sous une cloche

Fig. 1.

graduée, on voit, dès que le fil est en communication avec les polos d'une pile électrique, de nombreuses bulles de gaz se dé-

gager, puis se réunir dans les éprouvettes. On reconnaît que le gaz qui se rend au pôle positif occupe un volume à peu près moitié de celui du gaz qui se dégage du pôle négatif. Ces deux gaz ont des propriétés différentes; ils proviennent de la décomposition de l'eau dont les deux éléments constitutifs se séparent : le premier est Toxygène, le second est l'hydrogène.

L'oxygène , dont la nature comme corps simple différent de l'air atmosphérique fut surtout mise en évidence par Priestley, est un gaz incolore, inodore, insipide; on n'a pu le liquéfier jusqu'à ce jour ni le solidifier; il résiste au froid de — iio degrés sous une pression de 40 atmosphères. Sa densité est de 1,1057. Un litre de ce gaz pèse i^'",437. Cent volumes d'eau n'en dissolvent que 4,5; son équivalent est égal à 8, l'équivalent de l'hydrogène étant i. Quand on le comprime vivement dans un corps de pompe , la température s'élève assez pour enflammer les matières grasses qui lubrifient le piston ; l'oxygène est éminemment propre à la respiration ; il active la combustion , à ce point qu'il enflamme des corps de nature organique lorsque ceux-ci présentent quelques points en ignition. C'est l'agent le plus précieux des combustions; à ce titre ses propriétés doivent être connues de tous les industriels qui ne peuvent fabriquer qu'au moyen de températures élevées.

L'oxygène est très-répandu dans la nature , et l'on peut dire que l'aspect physique que présente la terre que nous habitons n'est qu'une conséquence de notre atmosphère. Enlevez l'oxygène à l'air, remplacez-le par tout autre agent , et toutes les réactions chimiques qui se sont accomplies spontanément jusqu'à ce jour, toutes celles que l'industrie moderne accomplit encore aujourd'hui sans autre concours que celui que l'air atmosphérique apporte, toutes ces réactions chimiques seront impossibles.

La vie animale, la végétation , la formation d'une grande partie des minéraux , tous ces phénomènes sont tellement liés à la présence de l'oxygène dans l'air que nous respirons , que l'équilibre que nous remarquons aujourd'hui dans la nature serait détruit sans lui ; ni les animaux ni les végétaux ne pourraient se développer; aucune combustion ne pourrait être réalisée. Le monde physique , en un mot, serait tout autre que ce qu'il est aujourd'hui. A l'état gazeux, l'oxygène forme le cinquième du volume de l'atmosphère qui entoure notre globe; à l'état de condensation ou de combinaison,

il entre dans la composition de l'eau, si répandue sur la terre, c'est l'un des éléments de la majeure partie des minéraux qui constituent la croûte terrestre, car il forme toutes les terres, tous les oxydes, toutes les combinaisons salines; enfin en combinaison avec l'hydrogène , l'azote , le carbone , il forme les matières animales et végétales; il est, je le répète, nécessaire sous toutes ces formes à l'existence de tous les êtres qui vivent à la surface du globe.

Tous les oxydes des métaux qui n'ont pas une forte affinité pour l'oxygène , abandonnent ce gaz lorsqu'on les soumet à une température convenablement élevée. Les oxydes de mercure, d'argent, d'or, etc., donnent un dégagement d'oxygène pur quand on les chauffe; d'autres métaux ne perdent qu'une portion de leur oxy-. gène , comme le manganèse : de là des moyens simples de préparer ce gaz pur. Le mercure, l'argent , ne conduiraient qu'à des procédés trop coûteux.

Le peroxyde de manganèse conduit à des méthodes plus économiques ; on dispose l'expérience comme l'indique la fig, i. On

Fi-r. 2

réduit le peroxyde de manganèse en poudre fine, on en remplit environ aux trois quarts une cornue de grès au col de laquelle on adapte un tube à gaz. On place la cornue dans un petit four à réverbère, puis on chauffe graduellement jusqu'au rouge; le gaz se dégage , et comme il est peu soluble dans l'eau , on le reçoit dans des vases (éprouvettos ou fiacons) remplis de ce liquide.

La formule qui représente cette réaction est la suivante :

3 ( Mn 0'^ ) = Mn^ 0^ + 0'^ ( Mn 0 + Mn'"' 0^ ) 4- 0^' ;

c'est-à-dire qu'il se dégage le tiers de la quantité de l'oxygène contenu dans le peroxyde de manganèse. Un kilogramme de peroxyde de manganèse fournit dans cette expérience 122 grammes ou 85 litres sous la pression o'", 760.

Le peroxyde de manganèse naturel contient souvent du carbonate de chaux qui se dédouble en chaux et acide carbonique ; ce dernier accompagne l'oxygène : pour s'en débarrasser on fait passer le gaz dans une dissolution alcaline.

Si l'on mélange le peroxyde de manganèse avec de l'acide sulfurique au lieu de le traiter par la chaleur, on dégage encore de l'oxygène qu'on peut recevoir en adaptant au col du ballon dans lequel se fait l'expérience , un tube à gaz dont on engage l'extrémité sous des flacons pleins d'eau [fi^, 3). La réaction qui suit,

Mn 0^ SO^ S0^ Mn 0 + 0

rend compte de ce qui se passe; dans ce cas, la moitié de l'oxygène contenu dans le peroxyde de manganèse se dégage à l'état gazeux. La dissolution contient du sulfate de manganèse qu'on lave et qui peut servir à préparer de l'oxyde ou du carbonate de manganèse par les procédés que nous donnerons plus loin. Le bichromale de potasse, traité comme le peroxyde de man-

ganèse , abandonne aussi de l'oxygène. Un kilogramme de bichromate de potasse donne i6o grammes d'oxygène, en vertu de la réaction suivante :

2(CrO-'^), K0+4(S0\ H0)-3(S0-^^), Cr^O^^-SO^ KO-hO^+4(HO); '

i6o grammes font 112 litres. Le sulfate de chrome est employé dans la décoration des poteries pour la préparation de l'oxyde de chrome, qui sert à fabriquer des verts de tons variés.

Mais de toutes les méthodes, la calcination du chlorate de po tasse est celle qui donne l'oxygène le plus pur. On dispose l'expé rience comme on le voit f^. 4; on chauffe graduellement la

Fi};. 4.

cornue de verre qui contient le sel à décomposer, et qui fond bientôt. Une vive ébuUition accompagne le dégagement du gaz. La décomposition terminée, le résidu redevient subitement solide. La formule

ClOS KO = ClK + 0^

rend compte de la réaction; tout l'oxygène se dégage. Un kilogramme de chlorate de potasse fournit 274 litres d'oxygène pesant 391 grammes.

HYDROGÈ]\E.

L'hydrogène , appelé primitivement air inflammable , qui se rend au pôle négatif lorsqu'on décompose par la pile l'eau légèrement acidulée, est gazeux, inodore, incolore, insipide; il est plus léger que tous les gaz. L'air est quatorze fois et demie plus lourd que lui ; il est seize fois plus léger que l'oxygène. C'est cette propriété qui le fait choisir pour gonfler les aérostats. Un litre de gaz hydrogène sec à 0 degré et sous la pression de 0^,760 pèse o^'',o896. Il n'a été possible jusqu'à ce jour ni de le liquéfier ni de le solidifier,

quels que soient le froid et la pression auxquels il ait été soumis. La chaleur et l'électricité sont sans action sur lui. L'hydrogène asphyxie, mais il n'est pas vénéneux. L'oxygène est nécessaire à la vie , qui n'est entretenue qu'au moyen d'une sorte de combustion ; l'hydrogène est impropre à la respiration , mais sans action délétère sur les organes pulmonaires; il est inflammable, mais impropre par lui-même à la combustion.

Le moyen le plus simple de se procurer de l'hydrogène consiste à l'extraire de l'eau ; elle n'est pas décomposée seulement par la pile : certains corps, avides d'oxygène, placés dans des conditions convenables de température, mettent l'hydrogène en liberté. Lorsqu'on jette un fragment de potassium ou de sodium métallique dans de l'eau , ce liquide est décomposé ; l'oxygène se fixe sur le métal , le transforme en potasse ou en soude qu'on retrouve dans la liqueur, et le gaz hydrogène se dégage : il y a pendant la réaction dégagement de chaleur et de lumière. Si l'expérience se fait à l'air libre, l'hydrogène s'enflamme; opère-t-on sur du mercure sous une cloche de verre, l'hydrogène remplit la cloche dans laquelle il se dilate. Le prix élevé des métaux qui décomposent l'eau simplement à la température ordinaire s'oppose à l'emploi de cette méthode, même dans les laboratoires.

D'autres corps décomposent l'eau lorsqu'on agit sur la vapeur aqueuse. Si l'on fait passer {fi§. 5) un courant de vapeur d'eau

Fig. 5.

sur des clous, ou sur des fils de fer, placés dans un tube de porce-

laine incandescent, on peut recueillir à l'extrémité de l'appareil , sur le mercure ou sur l'eau , un gaz qui jouira de toutes les propriétés de l'hydrogène pur.

Le fer et d'autres métaux décomposent l'eau , même à la température ordinaire, mais il faut favoriser l'action du métal au moyen d'un acide. Sur cette propriété repose le procédé dont on fait généralement usage pour préparer l'hydrogène, même en quantités très-considérables. Dans un appareil analogue à celui représenté fi^. 6, on met 400 à 5oo grammes de zinc et la quan-

tité d'eau nécessaire pour remplir le flacon aux deux tiers environ. On verse peu à peu de l'acide sulfurique concentré jusqu'au fond du vase avec un long tube à entonnoir qui traverse une des tubulures du flacon. Le gaz qui se dégage n'est pur que lorsqu'on a laissé perdre quelques litres qui balayent l'air contenu dans l'appareil. Un kilogramme de zinc traité par l'acide sulfurique étendu fournit 338 litres de gaz hydrogène à la température de o degré, sous la pression de o"*,76o. On peut recevoir le gaz sous l'eau, dans laquelle il n'est que très-peu soluble.

On peut substituer le fer au zinc dans cette expérience, mais alors la dissolution est beaucoup plus lente; dans tous les cas, ces deux métaux se transforment en sulfates de zinc ou de protoxyde de fer, qui sont employés dans la préparation des couleurs vitrifiables et qu'on a même intérêt à préparer soi-même. Il faut dans ces préparations éviter le dégagement d'hydrogène en le conduisant au dehors pour éviter les détonations qu'il pourrait occasionner en se mêlant à l'air en quantité notable.

l L'hydrogène et l'oxygène , qui n'éprouvent dans leur mélange ! aucune altération, soit qu'on place ce mélange dans l'obscurité, soit qu'on l'abandonne à l'action de la lumière diffuse ou delà radiation solaire, se combinent au contraire immédiatement soit : par l'approche d'un corps enflammé, soit par l'étincelle électrique, i|soit par une pression brusque. Il y a toujours dans ces circonstances détonation très-forte. L'hydrogène et l'oxygène se com- : binent encore sous l'influence de certains métaux, principalement i du platine , sans que ces corps participent chimiquement à la réac- [' lion; sous forme de lames ou de fils, en poudre à l'état d'éponge, i en poudre à l'état de noir de platine, le platine forme de l'eau : dans ce dernier cas, la combinaison s'opère instantanément. ! Combinaisons de l'oxygène avec l'hydrogène. — Dans les | j conditions que nous venons d'énumérer, il se forme la combinaison la plus simple et la plus stable que l'oxygène et l'hydrogène puissent former; l'eau devrait être désignée sous le mm de protoj^j-de (P hydrogène. L'hydrogène produit avec l'oxygène une autre combinaison très-instable qui contient deux fois autant d'oxygène que l'eau et qui porte le nom de hioxyde d'hydrogène, ou bien encore dHeaii oxygénée. Nous n'aurons pas à nous en occuper, ce composé n'étant jusqu'à ce jour d'aucune utilité dans l'industrie dont nous traitons; il n'en est pas de même de l'eau, qui joue dans toutes les industries un rôle important.

Eau. — Indépendamment de son action immédiatement efficace lorsqu'elle agit comme force motrice, soit à l'état de vapeur, soit à l'état de chute ou de courant, l'eau sert encore dans l'industrie céramique à séparer des matières de densités ou de volumes différents, matières sur lesquelles elle peut agir chimiquement, ou rester inerte. L'eau fait partie constituante des combustibles végétaux, ou se forme pendant la transformation des autres combustibles en leurs produits de décomposition , sous l'influence de l'air à la température rouge : dans le premier cas, elle peut ajouter lux matières à laver ou séparer celles qu'elle porte en dissolution ; Jans le second cas, elle peut réagir sur les objets à cuire. A tous :'es titres il convient de faire de l'eau considérée physiquement et chimiquement une étude assez complète.

Nous connaissons l'eau sous trois états différents : solide, elle constitue la glace ; à la température ordinaire de nos climats, elle

8o TROISIÈME LEÇON.

conserve l'état liquide; à la température de loo degrés et même au-dessous, elle passe à l'état de gaz et constitue la vapeur d'eau qui se dégage en quantités d'autant plus grandes que la tempéra^ ture est plus élevée et la pression moins considérable.

La glace abandonnée à elle-même prend l'état liquide, et la température se maintient stationnaire tant qu'il reste de la glace à fondre; cette température, nettement définie, correspond au zéro du thermomètre centigrade. La formation de la glace est accompagnée d'une dilatation très-brusque qui commence vers 4 degrés; car c'est à cette température que l'eau présente son maximum de densité. La dilatation de la glace, considérable à o, permet d'expliquer la flottaison des glaçons sur l'eau liquide, la destruction des pierres artificielles ou naturelles pendant les gelées subites, la prompte putréfaction des matières végétales ou animales, dont les cellules sont brisées, la précaution qu'il faut prendre pour garantir les poteries encore humides de l'action des gelées, etc. La neige, le givre, sont formés par de l'eau gelée lentement et sous forme régulière ; la solidification de l'eau est accompagnée de cristallisation.

Sous forme liquide , l'eau pure est incolore sous de faibles épaisseurs; elle est colorée en bleu clair quand elle est en grandes masses; inodore, elle ne présente qu'une saveur très-faible, qu'il ne faut pas confondre avec celle que les eaux potables et aérées tiennent des corps étrangers , solides , liquides ou gazeux, qu'elles peuvent dissoudre. L'eau dissout en effet, non-seulement les solides ou les liquides, mais aussi des gaz. Pour les solides généralement , la quantité de matière dissoute croît avec la température à laquelle on fait l'expérience; pour les gaz, au contraire, 1* proportion du composé dissous est d'autant moindre que la tem pérature est plus élevée.

Lorsqu'on soumet de l'eau dans un ballon à l'action de la chaleur sous la pression de o"',7Go, une multitude de bulles gazeuses de vapeur d'eau traversent la masse et se dégagent à la surface ; la température se maintient stationnaire dans le col du ballon s'il est constamment rempli de vapeur. Cette température parfaitement définie correspond à loo degrés du thermomètre centigrade. C'est la température de Veau boidllaiHe sous la pression convenue. Mais cette température varie beaucoup avec la pression exercée à sa surface.

CHIMIE CÉRAMIQUE. 8i

L'eau mise en œuvre par l'industrie provient des sources ou des rivières; la plus limpide est loin d'être pure. Si nous plaçons sur le feu dans un ballon de 3 à 4 litres de capacité 3 à 4 kilogrammes d'eau, si nous engageons sous une cloche pleine de mercure l'extrémité d'un tube de dégagement fixé dans le bouchon qui ferme le ballon, il se rendra dans lâ cloche un gaz formé d'azote, d'oxygène et d'acide carbonique. Ce gaz est plus riche en oxygène que l'air atmosphérique.

Les matières salines qu'on rencontre dans les eaux naturelles sont en grand nombre et variables avec la nature des terrains que ces eaux traversent; ces matières sont du carbonate de chaux, des chlorures de sodium et de magnésium , des sulfates de soude et de chaux , des matières organiques en proportions variables , de la silice et des silicates alcalins.

Lorsque l'eau n'a pas eu le temps de déposer les matières qu'elle charrie, elle renferme encore bien d'autres substances qu'elle retient en suspension et dont on se débarrasse par un repos plus ou moins prolongé , mieux encore par une filtration.

Les eaux calcaires, incrustantes par elles-mêmes, ont de graves inconvénients dans la préparation des oxydes qu'on précipite soit par les carbonates alcalins, soit par les alcalis : ces oxydes se trouvent

Fig. 7.

mêlés de chaux si l'on n'a pas le soin de les débarrasser de cette terre à l'aide d'un traitement préalable de l'eau par la potasse caustique

et de la séparation du dépôt formé par une décantation. Ce traitement a l'avantage en outre d'éliminer la chaux que l'eau contient encore à l'état de sulfate calcaire. L'ébullition enlève le carbonate de chaux par le départ de l'acide carbonique. Une petite addition de chaux en quantité convenable agit aussi de même en transformant en carbonate neutre le bicarbonate de chaux dissous.

La distillation permet de purifier l'eau des corps étrangers solubies qu'elle contient encore. On dispose en petit l'appareil comme la fi^, 7 le représente. C'est ainsi qu'on distille dans des cornues de I à 2 litres ; la condensation s'opère au moyen d'un manchon de métal dans lequel on fait arriver de l'eau froide et qui entoure le tube par lequel l'eau condensée se trouve conduite dans un ballon de verre entouré d'eau qui fait l'office de récipient. Cet appareil est trop petit pour donner de grandes quantités d'eau distillée; on le remplace dans les laboratoires par un alambic. L'alambic [fi^. 8), dont la disposition est très-variable, se corn-

Fig. 8,

])ose, en principe, d'une chaudière en cuivre terminée par un tuyau recourbé, qu'on nomme dôjjie. Ce tuyau communique avec un condenseur qui a pour but de multiplier le contact des surfaces métalliques froides avec la vapeur d'eau ; il prend le nom de serpentin, en raison de sa forme. On rejette les premières portions d'eau distillée; on arrête l'opération quand les trois quarts du liquide ont passé. L'eau distillée, dont tout laboratoire doit être amplement fourni , ne doit laisser aucun résidu quand on l'évaporé dans une capsule de platine; elle ne doit donner aucun précipité soit avec loxalate d'ammoniaque, qui décèle la présence de la chaux, soit avecTazotate d'argent, qui indique la présence du chlore, soit avec le chlorure de barium, qui décèle la présence de l'acide sulfurique, soit enfin avec l'hydrosulfate d'ammoniaque, qui permet de reconnaître la présence des sels métalliques.

Nous n'avons pas à décrire ici les diverses méthodes à l'aide desquelles on a démontré la décomposition de l'eau. Nous nous rappellerons qu'elle est formée de i volumes d'hydrogène pour I volume d'oxygène : en poids , l'eau contient , pour 9 grammes , 8 grammes d'oxygène et i gramme d'hydrogène.