ACTION DE L'EAU SLU LES SELS

n'est pas plus soluble à chaud qu'à froid, et le gypse ou sulfate de calcium est sensiblement plus soluble à froid qu'à chaud ; car, s'il nmt 500 parties d'etiu bouillante pour dissoudre une partie de gypse, il ne faut que 460 parties d'eau froide pour en dissoudre la même quantité. Le sulfate de sodium présente un maximum de solubilité entre 32 et 53°.

Nous pouvons obtenir des cristaux de nitre par un autre procédé. Prenr as la solution saturée à froid et abandonnons-la à l'air, à la température ordinaire, ou mieux plaçons-la sous une cloche audessus d'un vase renfermant de l'acide sulfurique. L'eau de la solution va se séparer lentement, et, à mesure qu'elle se dissipera en vapeurs, une portion de sel dissous va se séparer sous forme solide. Les cristaux qui se forment ainsi par évaporation spontanée sont généralement très-réguliers.

Mais voici des faits d'un autre ordre, concernant l'action de l'eau sur les sels.

Expà-ience. Cette poudre blanchâtre est du sulfate cuivrique SO^'Cu parfaitement sec. J'y verse de l'eau et j'agite : aussitôt la poudre bleuit et se dissout en par.ie dans l'eau, qui prend une teinte bleue et s'échauffe notablement. Parl'évaporation, cette eau fournira des cristaux qui sont le vitriol bleu, et, si nous comparons ce sel avec la poudre blanchâtre et sèche que nous avons employée, nous trouvons qu'il en diffère par de l'eau. Nous avons pris le sel anhydre, nous le retrouvons hydraté. Le sulfate SOCu a absorbé, en effet, 5 molécules d'eau, avec lesquelles il s'est combiné, et cette combinaison, comme toutes les autres, a dégagé de la chaleur. L'eau qui est ainsi absorbée par certains sels, et qui s'y combine en proportions définies, est nécessaire à la formation de leurs cristaux ; aussi la nomme-t-on eau de cristallisation.

Elle n'est point inhérente à la constitution des sels eux-mêmes; ceux-ci peuvent exister sans elle, et généralement ils la perdent lorsqu'on les chautfe à un degré plus ou moins élevé, sans qu'ils éprouvent d'ailleurs une autre décomposition. Certains sels abandonnent celte eaii de cristallisation avec une telle facilité, qu'ils la cèdent à l'air ambiant, lorsque celui-ci n'est pas saturé d'humidité. Us deviennent alors opaques et perdent leur forme-, car les cristaux cessent d'exister lorsque l'eau de cristallisation se dégage. Ces sels se couvrent d'efllorescences à l'air ; on les nomme sels efflorescenls.

WIHTZ. jQ

On voit, par l'exemple que nous venons de citer, que le phénomène de la dissolution des sels dans l'eau, qui repose sur une action physique, sur un changement d'état, est souvent coinpHqué d'une véritable combinaison de l'eau avec le sel, c'est-à-dire d'une action chimique qui dégage de la chaleur. Généralement cette dernière l'emporte sur l'action physique, et la différence des deux elï'ets se manifeste alors par une élévation de température.

Mais le phénomène physique se produit seul lorsque le sel qui se dissout est incapable de se combiner avec de l'eau de cristallisation. On observe alors un abaissement de température, comme nous l'avons constaté dans le cas du nitre, dont les cristaux sont anhydres ; mais il convient de préciser ces phénomènes importants par de nouveaux exemples.

Expériences. 1° Je verse de l'eau sur du chlorure de calcium récemment fondu et pulvérisé ; le sel se dissout en produisant de la chaleur. 11 change non-seulement d'état, mais de composition ; il se combine énergiquement avec de l'eau, et cette combinaison dégage plus de chaleur que le changement d'état n'en absorbe. Il y a donc élévation de température.

2» Je mêle rapidement avec de la neige du chlorure de calcium combiné avec son eau de cristalHsation. Il est si soluble dans l'eau, qu'il fait fondre la neige en s'y fondant lui-même. Ici, pas de combinaison, pas d'action chimique, pas de chaleur dégagée. C'est un double phénomène physique : fusion de la neige, fusion du chlorure de calcium ; et ces deux corps ne sauraient changer d'état sans absorber l'un et l'autre de la chaleur. De là, un abaissement de la température, qui peut atteindre — 40°.

Le mélange de 'neige et de chlorure de calcium que nous venons de faire est un mélange réfrigérant. On se sert souvent, pour produire du froid, d'un mélange à parties égales de sel marin et de glace pilée ou de neige.

Le phénomène de la dissolution des sels dans l'eau n'offre point le caractère d'une action chimique; elle ne s'accomplit pas en proportions définies.

A la vérité, un sel soluble exige, pour se dissoudre complètement, une quantité deau qui est toujours la même pour un certain poids du sel et pour une température donnée ; mais il n'existe aucun rapport atomique entre cette quantité d'eau et le poids du sel qui entre en dissolution.

SURSATURATION.

De plus, si la solubilité du sel présente, pour chaque température, une limite maximum, c'est-à-dire si un poids donné de sel exige, pour se dissoudre, un poids d'eau invariable et qu'on ne saurait diminuer, une fois la solution accomplie, on peut ajouter des quantités d'eau indéfinies, sans que la liqueur cesse d'être parfaitement homogène.

Sursatnration. — Nous avons vu qu'une solution saturée de sel à une température donnée laisse déposer généralement une partie de ce sel, par le refroidissement. Il n'en est pas toujours ainsi; il arrive quelquefois, si le refroidissement a lieu dans de certaines conditions, qu'une portion du sel, que la différence de solubilité devrait amener à l'état solide, demeure en solution. On dit alors que la solution est sursaturée. Le sulfate de sodium et l'alun montrent une grande tendance à former de telles solutions.

FiK. 9i

Eoqpériences. \* Dans le tube C {fig. 95), étiré à la lampe à la partie supérieure, se trouve une solution de sulfate de sodium saturée à chaud. Je la porte à l'ébullition, de telle sorte que la vapeur s'écliappe par l'extrémilc ouverte. A l'aide d'un trîit de chalumeau.

je le ferme ensuite en c, avant que la vapeur soit condensée, et je laisse refroidir. Le vide se fait ainsi au-dessus de la solution, car Tair a été chassé parla vapeur. La liqueur froide va demeurer limpide ; elle ne laissera point déposer de cristaux. Mais pour qu'il en soit ainsi, il suffira de casser la pointe du tube effilé et de laisser rentrer l'air. A l'instant même la cristallisation commencera à la surface et se propagera rapidement jusqu'au fond ; le tout se prendra en masse, et nous pourrons constater en même temps une élévation de température.

2" Dans un ballon à col étroit, j'ai porté à l'ébullition 100 jïr. d'eau et 200 gr. de sulfate de sodium cristallisé, et, dès au'unjet de vapeur s'est élevé du goulot, j'ai couvert celui-ci avec un verre de montre et j'ai laissé refroidir tranquillement. Le sel est demeuré dissous, et la solution que renferme le ballon en est sursaturée ; mais il me suffit d'enlever le verre de montre pour voir à l'instant le liquide se prendre en masse. (Loewel.)

Dans la première expérience, c'est la rentrée subite de l'air qui a déterminé la cristallisation; dans la seconde c'est le libre accès de l'air, et l'on peut admettre qu'il agit, dans les deux cas, parles corpuscules qu'il tient en suspension et qui, en tombant sur la solution, déterminent la cristallisation. Loewel a démontré, en effet, que l'air tamisé à travers du coton a perdu la propriété de faire cristalliser les solutions sursaturées.

Mais quelle est la nature de ces particules, qui en tombant à la surface de ces solutions sursaturées, en déterminent lacristallisation? Des recherches récentes de MM. Violette et Cernez ont jeté une vive lumière sur cette question. Ce sont des particules salines semblables au sel dissous, qui déterminent la sép;iration de ce sel, dans les solutions sursaturées. Si le sulfate de sodium se dépose dans les expériences précédentes, cela tient à cette circonstance que la rentrée subite de l'air fait tomber à la surface du liquide une particule imperceptible de sulfate de sodium, autour de laquelle la cristallisation commence aussitôt, pour se propager ensuite dans toute la solution sursaturée. L'air renfermerait donc une trace de sulfate de sodium, comme il renferme une trace de sel marin, de carbonate et de sulfate calciques.

Ces particules salines y sont suspendues à l'état de division extrême et portées au loin par les vents.

Expérience. Voici dans un matras soigneusement bouché une soin-

ACTION DE LA CHALEUR SUR LES SELS. m

tion sursaturée d'hyposulfite de sodium. Elle est froide et tellement concentrée qu'elle possède une consistance oléagineuse. Je débouche le matras et je touche la solution avec une baguette à laquelle j'ai fait adhérer une parcelle d'hyposulfite de sodium. A l'endroit même où celle-ci atteint le liquide, la cristallisation commence, et, au bout de quelques instants le tout s'est pris en masse. Je constate en même temps un dégagement notable de chaleur. (Gernez.)

La cristallisation a lieu aussi, si je fais tomber dans la solution une parcelle de sulfate de sodium.

Ce sel possède la même forme cristalline que l'hyposulfite de sodium et une composition analogue :

Ébullition des solutions salines. — Voici un dernier point relatif aux propriétés des solutions aqueuses. Elles possèdent en général un point d'ébullilion supérieur à celui de l'eau. Ainsi la solution saturée de sel marin ne bout qu'à 10S*,4; la solution saturée d'azotate de potassium ne bout qu'à 115*,9; enfin la solution s:iluiée de chlorure de calcium ne bout qu'à 179°,5.

Action de la chaleur sur les sels. — Les sels hydratés perdent leur eau lorsqu'on les chiuffe. Ordinairement une température de 100° suflit pour expulser l'eau de cristallisation. Quelques sels fondent dans cette eau avant de la perdre : ils sont si solubles dans l'eau chaude, qu'ils se dissolvent dans l'eau qui les constituait, à froid, à l'état de cristaux. C'est ce qu'on nomme la fusion aqueuse.

Un grand nombre de sels anhydres fondent lorsqu'ils sont exposés à une chaleur intense : c'est ce qu'on nomme la fusion ignée.

La chaleur exerce une action décomposante sur une foule de sels. A cet égard il est difficile de donner des règles générales. On peut dire seulement que la stabilité des sels dépend de trois conditions, savoir : le degré de fixité de l'acide correspondant, la stabilité de l'oxyde, l'énergie de l'affinité qui les porte l'un vers l'autre pour former le sel.

Ainsi les sels formés par des acides décomposables par la chaleur se décomposent eux-mêmes à une température élevée. Il en est ainsi des chlorates, des perchlorales, des azotates. Parmi les sulfates, les uns sont décomposables, les autres sont fixes. Ces derniers sont ceux de potassium, de sodium , de baryum, de strontium, de calcium, de magnésium, de plomb, etc. Les oxydes correspondants, savoir ; la potasse, la soude, la baryte, etc., sont des bases fixes et possèdent

une affinité puissante pour l'acide suifurique. Voilà pourquoi leurs sulfates sont stables.

La plupart des carbonates sont décomposables par la chaleur : en effet, l'affinité de l'acide carbonique pour les bases est faible en général. Elle est forte, exceptionnellement, pour les bases alcalines. Voilà pourquoi les carbonates alcalins et celui de baryum résistent à l'action de la chaleur.

Action de l'électricité sar les sels. — Lorsqu'un courant traverse la solution nqucuso d'un sel , celui-ci est décomposé. Le métal se rend au pôle négatif, l'autre élément du sel se rend au pôle positif. Cet autre élément peut être un corps simple électro-négatif, tel que le chlore, ou un groupe oxygéné, c'està-direun groupe d'atomes dont quelquesuns sont de l'oxygène.

Expérience. 1° Dans un tube en U {fig. 96) nous avons introduit une solution de chlorure de cuivre.

Dans chaque branche, une lame deplatineplongedans le liquide. Ces lames, mises en communication, à l'aide de fils conducteurs, avec les deux pôles d'une pile, constituent l'une l'électrode

négative, l'autre l'électrode positive. Le courant passe, et nous voyons aussitôt le cuivre électro-positif se déposer sur l'électrode négative, le chlore électro-négatif se dégager autour de l'électrode positive. Une partie de ce chlore se combine avec le métal pour former du chlorure de platine en vertu d'une action secondaire. L'action principale, c'est-à-dire la décomposition du chlorure de cuivre par la pile est représentée par l'équation suivante :

Fig. W.

CuCl' =

Cl.lornre miTrique.

Cu

Cuivre.

Cl'

Chlore.