PURIFICATION DE L’HYDROGÈNE

zinc sur lequel se fixe l’oxygène; l’hydrogène se dégage sur Vautre métal. On obtient le même effet en ajoutant à Peau acide quelques gouttes d’une dissolution de cuivre, de platine, laquelle se décompose pour donner un dépôt de cuivre ou de platine sur le zinc.

Si l’on réussit avec le zinc ordinaire, c’est en raison des impuretés qu’il contient et notamment du plomb qui est en quantité notable; on aperçoit distinctement le gaz hydrogène qui se dégage sur les rugosités , non attaquées par l’acide, qui sont formées parles métaux étrangers du zinc. Ce métal peut donc être envisagé comme formé par un grand nombre de couples soudés les uns aux autres.

Du zinc^wr, à l’état de grains fins, s’attaque avec violence et dégage de l’hydrogène d’une manière continue tandis qu’avec le même zinc en lames l’action commence et s’arrête presque aussitôt. Cet arrêt tient à ce que dans le dernier cas le métal se recouvre d’une couche adhérente et continue de bulles d’hydrogène, tandis que dans le premier cas les bulles d’hydrogène n’ont aucune adhérence pour un corps granuleux ou pulvérulent. L’état de la surface joue donc ici le rôle des matières étrangères dans le ync ordinaire, qui consiste à empêcher que le zinc ne soit protégé contre l’action de l’acide par un vernis de bulles d’hydrogène.

S’il en est ainsi on protégera le zinc en augmentant le poli de la surface. Or c’est le résultat qu’on obtient en amalgamant le zinc des piles, et alors ce métal n’est pas attaqué par l’acide quand le courant n’est pas fermé.

L’appareil précédent a l’inconvénient de dégager du gaz, alors même qu’on n’en a plus besoin, et par suite le zinc s’épuise très-vite, à moins qu’on n’enlève l’acide, ce qui en amène la perte. On se sert fréquemment aujourd’hui dans les laboratoires d’un appareil très-ingénieux qui permet de régler la dépense du gaz, et qui ne consomme du zinc et de l’acide que lorsqu’on consomme du gaz.

Cesontdeuxflacons en verre munis d’une ouverture inférieure (. fig . 57) communiquant l’une avec l’autre par un large tube en caoutchouc. On remplit l’un d’eux avec du zinc après avoir

PRÉPARATION 1)E L’HYDROGÈNE. 147

(Fig. 57.)

toutefois placé dans le fond une petite couche de pierre ponce ou de coke. Dans Pautre on verse de l’acide sulfurique ou de l’acide chlorhydrique étendus; ce liquide passe à travers le tube de caoutchouc et attaque le zinc. Il en résulte de l’hydrogène qui chasse Peau acide du flacon où est le zinc, et qui, par suite, arrête sa propre production puisque Pacide n’est plus en contact avec le métal. En conséquence, une fois le flacon plein d’hydrogène, la consommation de zinc et d’acide cesse. A-t-on besoin d’hydrogène, on n’a qu’à ouvrir le robinet et aussitôt il s’échappe; alors Peau acide remonte au contact du zinc et produit du gaz tant que la dépense continue.

140. Théorie de la réaction. — Les produits sont au nombre de deux : l’hydrogène et le sulfate d’oxyde de zinc. L’hydrogène provient de Peau, puisque le zinc est un corps simple et que Pacide sulfurique SO3 ne contient pas d’hydrogène. L’oxygène de l’eau décomposée se porte sur le zinc et forme de l’oxyde de zinc qui s’unit à Pacide sulfurique. Cet acide ne fournit pas d’oxygène au zinc, car l’expérience montre que tout Pacide sulfurique consommé se retrouve à l’état de sulfate de zinc. On explique cette réaction de la façon suivante :

Zn + S O3 H O = Zn O, S O3 + H

148 CALCULS RELATIFS A LA PRÉPARATION UE L’HYDROGENE, ou bien

Zn-f S04H = H + SCMZn.

On pourrait remplacer cet acide par de l'acide chlorhydrique très-dilué :

Zn + HC1 = H + Zn CL

Le zinc seul ne décomposerait pas l’eau , parce qu’il n’a quune affinité faible pour l’oxygène , mais cette affinité se trouve exaltée par la présence d’un acide, parce que l’oxyde de zinc est basique et que l’acide sulfurique a une grande tendance à saturer les bases. Nous avons indiqué plus haut (139) la cause toute physique en vertu de laquelle le zinc pur ne décompose pas l’eau sensiblement, en présence de l’acide sulfurique pur.

Les quantités de matières réagissantes et produites se déduiront sans difficulté de l’égalité :

Zü + S03, HO = ZnO S O3 + H.

33 40 + 9 4lr + 40 + 1.

Supposons qu’on emploie 200 grammes de zinc.

1° Ils fournissent 6 grammes ou G7 litres d’hydrogène :

33gr.

lgr.

200 gr.

— . x = 6 gr.

= 67 litres, 4.

2° Ces 200 grammes de zinc exigent 297 grammes d’acide sulfurique monohydraté :

= y = 297 gr.

3° Ils forment, en même temps que 67 litres d’hydrogène , 491 grammes de sulfate de zinc :

gr.

Dans certains cas on remplace le zinc, dans la préparation

EMPLOIS DE L’HYDROGÈNE

de l’hydrogène, par d’autres métaux comme l’étain, le fer, etc. D’autres fois on substitue à l’acide sulfurique ou à l’acide chlorhydrique d’autres acides non oxydants comme l’acide acétique. Dans quelques cas on prépare de l’hydrogène avec du zinc, de l’étain, de l’aluminium et des solutions alcalines.

Dans les recherches de chimie on utilise fréquemment , pour hydrogéner les corps ou les désoxyder, l’amalgame de sodium dont le métal alcalin est attaqué directement par l’eau ; l’hydrogène sulfuré et le sulfhydrate d’ammoniaque, ou la solution d’acide iodhydrique qui, à des degrés de concentration divers et à des températures variables, produit des réductions dont on peut mesurer l’énergie. On pourra , peut-être dans l’avenir, retirer l’hydrogène de l’eau sous l’influence de la chaleur seule (158).

141. Emploi de l’hydrogène dans les laboratoires. — L’hydrogène joue un rôle très-important dans les laboratoires, comme agent réducteur, c’est-à-dire pour enlever aux composés oxygénés, chlorés, sulfurés, etc., l’oxygène, le chlore, le soufre, etc., parce qu’il a une grande tendance à s’unir non-seulement à l’oxygène pour former de l’eau, mais encore au chlore, au soufre et en général aux métalloïdes pour former des composés stables, l’acide chlorhydrique, l’acide sulfhydrique, etc.

Fait-on passer un courant d’hydrogène sur du sesquioxyde de fer, chauffé légèrement dans un tube horizontal, comme le montre la figure ci-jointe, on voit la couleur ocreuse de ce composé disparaître, et faire place à la teinte brune du fer métallique; de la vapeur d’eau s’échappe abondamment du tube {fig. 58). La réaction est simple :

Fe2 0*+H3=Fe2-f-3H0.

La réduction du chlorure d’argent, celle du sulfure d’antimoine s’opèrent dans les mêmes circonstances et donnent des résultats analogues,

Ag Cl + H = Ag + H Cl, Sb S3 +H3= Sb + 3HS.

EMPLOIS DE L’HYDROGÈNE

Ces réductions exigent une température élevée; mais on peut obtenir des réductions par l’hydrogène, à froid, en produisant ce gaz dans le liquide même où doit s’opérer la réaction. On exprime ce fait en disant que l’hydrogène à l'état naissant est un agent réducteur plus énergique que l’hydrogène préalablement isolé. Si l’on précipite du chlorure d’argent en versant du nitrate d’argent dans du chlorure de sodium, et qu’on ajoute dans ce vase du zinc et de l’eau acidulée, on voit disparaître la teinte blanche du chlorure d’argent, et se former une matière brune qui est de l’argent métallique. L’hydrogène naissant réduit donc à froid le chlorure d’argent.

En chimie organique on emploie fréquemment l’hydrogène naissant comme réducteur. Ainsi, on enlève l’oxygène à la nitro-benzine et on la change en aniline par l’action de l’acide acétique ou d’un acide minéral étendu sur du fer, ou encore par l’actiondu sulfhydrate d’ammoniaque. On transforme les acidesacétiques chlorés en acide acétique au moyen de l’amalgame de sodium; ce dernier métal dégage de l’hydrogène dont une partie enlève le chlore, et dont l’autre pénètre à sa place dans la molécule :

C * Cl3 O3 HO, l’acide trichloracétique se change en O* H3 O3 HO — acétique.

EMPLOIS DE L’HYDROGÈNE. 151

L’acide tartrique et l’acide malique sont ramenés à l’état d’acide sucoinique par l’hydrogène de l’acide iodhydrique.

142. Emploi pour l’éclairage. — On a fait un grand nombre de tentatives pour appliquer l’hydrogène à l’éclairage. Passya été longtemps éclairé par ce moyen.

L’hydrogène se rendait dans un bec cylindrique surmonté par un réseau de fils fins de platine qui, se trouvant ainsi portés au rouge dans la flamme, la rendaient très-brillante. On a renoncé à ce système parce que les fils devenaient cassants et ne tardaient pas à se désagréger et à se briser.

On a tenté aussi de rendre l’hydrogène éclairant, en le saturant de carbures d’hydrogène ( fig . 59).

L’expérience réussit trèsbien en petit, si l’on fait passer de l’hydrogène dans un flacon renfermant de la benzine. Le gaz brûle avec une flamme blanche etéclairante.

L’éclairage des rues par ce moyen donnerait des résultats très* variables ; pendant les chaleurs le gaz serait éclairant, mais pendant les froids il le serait à peine, parce que les carbures d’hydrogène, qui sont très-liquéfiables, se condenseraient dans les tuyaux de conduite.

L’emploi de l’hydrogène pour l’éclairage des lieux habités n’est pas possible parce que la préparation économique de ce gaz ne peut être réalisée que par la décomposition de l’eau par le charbon, et qu’alors il contient toujours de trèsfortes proportions d’acide carbonique et d’oxyde de carbone.

Le premier de ces gaz n’a que l’inconvénient de diminuer le pouvoir éclairant, mais le second est très-vénéneux, et le danger qu’il présente est d’autant plus grand qu’il est sans