CHAPITRE V

Nous avons précédemment montré la possibilité de faire un cours de physique sans appareils ; nous allons entreprendre d’exécuter quelques expériences de chimie, sans laboratoire, seulement à l’aide d’un petit nombre d’appareils simples et peu dispendieux. La préparation des gaz tels que l’hydrogène, l’acide carbonique, l’oxygène, est très facile à pratiquer à peu de frais.

Nous en donnerons un exemple pour la production de l’acide carbonique, que nous allons montrer à réaliser sous forme d’une très jolie expérience, se rapportant en même temps à la densité du gaz et à l’équilibre des corps flottants.

On prend un vase de verre un peu large, telle qu’une cloche à melons de moyenne grandeur, que l’on place, l’ouverture en haut, sur un trépied en gros fil de fer, ou de toute autre manière.

Au fond de cette cloche, on dépose un mélange formé de parties égales de bicarbonate de soude et d’acide tartrique, réduits en poudre, que l’on répartit en couche de faible épaisseur. — La quantité de poudre à employer dépend de la grandeur de la cloche et de l’épaisseur de l’atmosphère d’acide carbonique que l’on veut y produire. — On se basera sur cette donnée, que le bicarbonate de soude renferme la moitié de son poids d’acide carbonique, et, par suite, qu’il faut décomposer 4 grammes

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de bicarbonate pour produire un litre de gaz acide carbonique.

Sur l’ouverture de la cloche, on dépose une feuille de carton de grandeur convenable pour la couvrir exactement. — Le centre de ce carton est percé d’une petite ouverture circulaire, destinée à laisser passer un tube de verre assez long pour reposer sur le

Fig. 133. — Bulle de savon gonflée d’air, flottant à la surface d’une couche de gaz acide carbonique. (Page 176.)

fond de la cloche, tout en dépassant le carton par sa partie extérieure. — C’est par ce tube et au moyen d’un petit entonnoir que l’on fait arriver au fond de la cloche, de petites quantités d'eaiiy que l’on verse successivement, afin que l’effervescence ne soit pas trop tumultueuse, et jusqu’à ce que la poudre soit entièrement immergée. Lorsque l’acide carbonique cesse de se dégager, on retire le tube de verre.

TissANDiEn. — Récréations, 4® édition.

ns LES RÉCRÉATIONS SCIENTIFIQUES.

On a soin de préparer à l’avance, une bonne eau savonneuse ou, ce qui est préférable, le liquide glycérique de M. Plateau ^ — Avec l’un de ces liquides, on souffle des bulles de 10 centimètres de diamètre, à peu près, à l’extrémité d’un tube de terre faiblement évasé. — Ce tube doit être tenu vertical en amenant la bulle au-dessus du carton que l’on retire avec précaution, en le faisant glisser dans son plan, puis on détache la bulle de façon à la faire tomber suivant l’axe de la cloche. — Si cette chute a lieu d’une certaine hauteur, la bulle rebondit comme si elle était repoussée par un ressort : elle redescend, remonte plusieurs fois, en un mot, elle exécute des oscillations verticales, puis devient immobile. — C’est à ce moment qu’il convient de replacer le carton, pour ne produire aucune agitation dans l’intérieur de la cloche (fîg. 133).

La bulle de savon ressemble alors à un petit aérostat en équilibre au sein de l’atmosphère de la cloche, mais en réalité, elle flotte sur la couche d’acide carbonique qui est invisible.

Après l’acide carbonique, étudions quelques autres substances intéressantes.

Le gaz ammoniac, combiné avec les éléments de l’eau, semble être analogue à un oxyde métallique qui renfermerait un radical métallique, \ ammonium. Ce métal hypothétique composé, peut en quelque sorte être entrevu, puisqu’il est possible de l’amalgamer avec le* mercure en opérant de la manière suivante.

On prend un mortier de porcelaine, dans lequel on verse une petite quantité de mercure ; on découpe en minces lamelles du sodium que l’on jette sur le mercure ; en agitant avec le pilon, le mélange fait entendre un décrépitement assez violent accompagné d’une flamme qui signale par sa présence l’union du mer-

' Voici la manière de préparer le liquide glycérique de M. Plateau: Faire dissoudre à une douce chaleur une partie de savon de Marseille dans 40 parties d’eau distillée; après avoir laissé refroidir la solution, filtrer et ajouter, dans trois volumes du liquide, un volume de glycérine. Après vingt-quatre heures de repos filtrer à nouveau et ajouter un autre volume de glycérine. Les bulles de savon faites avec ce liquide se maintiennent des heures entières sans crever.

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cure et du sodium, la formation d’un amalgame de sodium. Si l’on jette cet amalgame de sodium dans un tube de verre effilé contenant une solution concentrée de chlorhydrate d’ammonia- » que dans l’eau, on voit le mercure se gonfler d’une manière extraordinaire, déborder sous forme d’un magma métallique très abondant, et jaillir à l’extrémité du tube, devenu trop petit pour le contenir (fig. 134). D’après l’hypothèse dont nous entretenons nos lecteurs, \ ammonium^ le radical qui existerait dans les sels ammoniacaux se serait amalgamé dans cette expérience avec le mercure, en chassant le sodium qu’on y avait préalablement combiné ; l’ammonium ainsi uni au mercure ne tarde pas à se décomposer en gaz ammoniac et en hydrogène, et le mercure reprend sa forme habituelle.

Parmi les sels ammoniacaux, le phosphate d ammoniaque est précieux parla propriété qu’il possède de rendre incombustibles les étoffes les plus légères, telles que gaze et mousseline. Trempez de la mousseline dans une dissolution de phosphate d’ammoniaque et faites-la sécher au contact de l’air ; cela fait, il vous sera impossible d’enflammer cette étoffe, qui aurait pris feu bien facilement auparavant ; vous pourrez la carboniser, mais c’est en vain que vous tenterez de la faire brûler avec flamme. 11 serait à souhaiter que cette propriété remarquable fût mise à profit pour les robes de bal, qui ont si souvent causé de terribles accidents par leur inflammation. Nul danger d’incendie avec une robe imbibée de phosphate d’ammoniaque, sel très usité, qui se vend à bas prix chez tous les fabricants de produits chimiques.

Si vous voulez boire frais en été, les sels ammoniacaux vous en donneront le moyen : le nitrate d’ammoniaque mélangé avec son poids d’eau produit un abaissement de température de 24 degrés centésimaux, et peut ainsi servir à fabriquer facilement de la glace. alcali volatil, qui préserve si bien des inconvénients des piqûres d’insectes, est une dissolution de gaz ammoniac dans l’eau ; le sel volatil d Angleterre, dont l’odeur piquante ranime ceux qui se trouvent mal, est un carbonate d’ammoniaque.

On voit souvent chez les pharmaciens de grands bocaux en

verre dont les parois intérieures sont hérissées de cristaux blancs, transparents et soyeux, du plus bel aspect, qui se forment au-dessus d’une poudre rouge placée au fond du vase. Ces cristaux sont le résultat d’une combinaison du cyanogène avec l’iode.

Rien n’est plus facile que la préparation de Viodiire de cyanogène^ corps très volatil qui a une grande tendance à prendre une forme cristalline définie. Il suffit de broyer dans un mortier un mélange formé de 50 grammes de cyanure de mercure et do 190 grammes d’iode ; par l’action prolongée du pilon, la poudre, d’abord brunâtre, prend une nuance rouge-vermillon du plus vif éclat. Le cyanogène s’empare de l’iode, et le résultat de la combinaison se transforme en vapeurs avec une grande rapidité. Si vous emprisonnez cette poudre rouge au fond d’un vase en verre bouché, les vapeurs d’iodure de cyanogène ne tardent pas à se condenser, en donnant presque immédiatement naissance à de beaux cristaux, qui atteignent souvent une grande longueur (fig. 135.)

Le cyanogène forme, avec le soufre, un corps remarquable, le sulfocyanogène, sur les propriétés duquel nous ne pourrions pas insister sans dépasser les limites de notre cadre ; nous nous bornerons à signaler une de ses combinaisons, bien connue aujourd’hui grâce aux singulières propriétés qu’elle possède. Nous voulons parler àn sulfocyanure de mercure, avec lequel on prépare ces petits cônes combustibles, généralement désignés sous le nom pompeux de serpents de Pharaon.

Pour obtenir le produit en question, on verse du sulfocyanure de potassium dans une dissolution étendue de nitrate acide de mercure ; il se forme un abondant précipité de sulfocyanure de mercure. C’est une poudre blanche, combustible, qui, après avoir été recueillie sur un filtre, doit être transformée en une pâte ferme par une trituration dans de l’eau gommée. La pâte, additionnée d’une petite quantité de nitrate de potasse puis façonnée en cônes ou en cylindres de 3 centimètres environ de hauteur est complètement desséchée au bain-marie. Une fois sec, Xœuf ainsi obtenu est prêt à éclore sous la simple action d’une allu-

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mette enflammée, et le phénomène se produit immédiatement. i

Le sulfocyanure se bousoufle peu à peu, le cylindre s’allonge j

à vue d’œil, et se transforme en une matière jaunâtre qui se di- }

late, s’étend jusqu’à atteindre une longueur de 50 à 60 centi- ^

mètres. On dirait un véritable serpent, qui prend instantanément naissance pour se dérouler en replis tortueux et s’échapper de l’étroite prison où il était resserré (fig. 136).

Le résidu est en partie formé de cyanure de mercure et de

paracyanogène : il constitue un produit vénéneux qui doit être jeté ou brûlé. Il est friable et tombe facilement en poussière sous le seul contact des doigts. Pendant la décomposition du sulfocyanure de mercure, il se dégage de grandes quantités d’acide sulfureux, et il est à regretter que le serpent de Pharaon signale son apparition par une odeur suffocante très désagréable.

Après ces quelques expériences préliminaires, nous essayerons de faire comprendre l’intérêt que peut offrir l’étude de la chimie quand elle s’adresse aux substances les plus usuelles.

Nous en prendrons comme exemple l’hisloire de quelques pin cées de sel.

On sait que le sel de cuisine ou sel marin^ est blanc ou grisâtre selon son degré de pureté, qu’il est doué d’une saveur particulière, soluble dans l’eau, et qu’il fait entendre, quand on le jette sur des charbons ardents, un bruit particulier, appelé décrépitement. Mais si l’on n’ignore pas quelles sont ses principales propriétés, physiques, on n’est généralement pas aussi instruit sur sa nature chimique, sur sa composition élémentaire.

Le sel de cuisine renferme un métal uni à un gaz verdâtre doué d’une odeur suffocante : ce métal est le sodium^ ce gaz est le chlore. Le nom scientifique de la substance qui figure sur toutes nos tables, est chlorure de sodium^.

Le métal que contient le sel ordinaire ne ressemble en rien aux métaux proprement dits; il est blanc comme l’argent, mais il se ternit immédiatement au contact de l’air, et s’unit avec l’oxygène en se transformant en oxyde de sodium, ou soude caustique, Pour conserver ce singulier métal, il est nécessaire de le soustraire à Faction atmosphérique, et de l’emprisonner dans un flacon rempli d’huile de naphte.

Le sodium est mou, et on peut, armé d’une paire de ciseaux, le découper comme on ferait d’une boulette de mie de pain pétrie entre les doigts.

Il est plus léger que l’eau, et, quand on le jette dans un vase plein de ce liquide, il y surnage comme un morceau de liège ; seulement il s’agite, et prend la forme d’une petite sphère bril-

* II en est de même pour un grand nombre d’autres produits aussi vulgaires, tels que la terre glaise, la pierre à bâtir, le grès, etc., dont la chimie a su révéler la constitution. L’argile ou terre glaise, l’ardoise, le schiste, renferment un métal devenu précieux grâce à ses applications industrielles, V aluminium; la pierre à bâtir, les moellons qui encombrent de toutes parts notre capitale, sont formés par un métal uni à du charbon et à de l’oxygène, le calcium; le grès qui constitue les pavés de nos rues est composé de silicium, coi’ÎDS métallique uni à de l’oxygène; et le sulfate de magnésie, qui entre dans la composition de la limonade purgative, renferme encore un métal, le magnésium.

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lante ; une violente effervescence se produit sur son passage, car il décompose l’eau à la température ordinaire par son seul contact. La petite boule métallique diminue à vue d’œil, elle ne tarde pas à disparaître complètement, et souvent même elle s’enflamme quand elle reste quelques moments stationnaire (fig. 137).

Cette expérience remarquable est facile à exécuter. Le sodium est aujourd’hui un produit très abondant et on peut se le procurer chez tous les fabricants de produits chimiques.

On explique d’une manière très simple la combustion du sodium dans l’eau. L’eau, comme on le sait, est formée d’hydrogène et d’oxygène : le sodium, en raison de sa grande affinité pour ce dernier gaz, s’en empare, et se transforme en un oxyde très soluble; l’hydrogène, mis en liberté, se dégage, comme on peut le constater en approchant du vase où brûle le métal, une allumette en ignition qui enflamme le gaz combustible.

L’oxyde de sodium est très avide d’eau; il se combine avec ce liquide et en absorbe de grandes quantités ; c’est un produit solide, blanc, qui brûle et cautérise la peau. Il est alcalin^ il ramène au bleu le tournesol rougi par les acides.

Le sodium, qui est, comme nous l’avons dit, très avide d’oxygène, se combine facilement aussi avec le chlore. Plongé dans un flacon rempli de ce dernier gaz, il se transforme en une matière solide qui est le sel marin. Si le chlore se trouve en excès, une partie du gaz reste à l’état libre, car les corps simples ne s’unissent pas entre eux suivant des rapports indéterminés ; ils se combinent, au contraire, dans des proportions bien définies, et 35®'', 5 de chlore sec s’empareront toujours d’une même quantité de sodium égale à 23 grammes.

Un gramme de sel de cuisine est donc formé de 0®'‘,606 de chlore et de 0^^394 de sodium.

A côté du sel marin il existe un grand nombre de sels différents qui peuvent devenir l’objet d’expériences curieuses.

Nous savons que la soude caustique ou oxyde de sodium est un produit alcalin, doué de propriétés très énergiques; il brûle la peau, et détruit les matières organiques.

L’acide sulfurique est doué de propriétés non moins énergiques : une goutte répandue sur la main produit une vive douleur et occasionne une forte brûlure ; un morceau de bois plongé dans cet acide, est presque immédiatement carbonisé.

Quand on mélange 49 grammes d’acide sulfurique et 31 grammes de soude caustique, il se produit une réaction des plus intenses, accompagnée d’une élévation de température considérable ; après le refroidissement de la masse, on a une substance

Fig. 135. — lodure de cyanogène. (Page 180.)

qui peut être maniée impunément : l’acide et l’alcali se sont combinés, et leurs propriétés ont été réciproquement détruites. Ils ont donné naissance à un sel qui est du sulfate de soude. Le résultat de leur union n’exerce aucune action sur le tournesol ; il ne ressemble en rien aux corps qui lui ont donné naissance.

On connaît en chimie un nombre presque infini de sels qui résultent ainsi de la combinaison d’un acide avec un alcali ou base. Quelques-uns d’entre eux, comme le sulfate de cuivre ou le

chromate de potasse, sont colorés; d’autres, comme le sulfate de soude, sont incolores.

Ce dernier produit, comme la plupart des sels, peut affecter une forme cristalline ; si on le dissout dans l’eau chaude et si

on abandonne la solution au repos, on ne tarde pas à voir se déposer des prismes transparents du plus remarquable aspect. Aussi ce produit, découvert par Glauber, s’appelait-il autrefois sel admirable ou sel de Glauber,

Le sulfate de soude est très soluble dans l’eau, et c’est à la température de 33 degrés que l’eau peut en dissoudre dans la plus grande proportion. Si l’on verse une couche d’huile sur une dissolution saturée de sel de Glauber, et qu’on laisse reposer la liqueur sans l’agiter, elle n’abandonnera pas de cristaux; mais si on fait descendre une baguette de verre à travers la couche huileuse jusqu’au contact de la dissolution, la cristallisation sera instantanée^ (fig. 138).

Ce phénomène singulier devient encore plus saisissant quand on fait pénétrer la dissolution chaude et concentrée dans un tube de verre effilé que l’on ferme cà la lampe dans sa partie étran-

Fig. 137. — Combustion du sodium dans l’eau. (Page 182.)

glée après avoir chassé l’air intérieur par l’ébullition du liquide (fig. 139).

Une fois le tube bouché, les cristaux de sulfate de soude ne se

* Voici quelques indications pratiques pour bien réussir ces expériences. On prépare la solution au moyen de sulfate de soude cristallisé, 200 grammes, et eau distillée 100 grammes. On verse la solution ainsi obtenue à chaud, dans une fiole, à l’aide d’un tube à entonnoir. On rechauffe la fiole sur le fourneau : quand la vapeur commence à sortir, on la couvre avec une petite capsule de porcelaine. En laissant rentrer l’air, après refroidissement, la cristallisation a lieu : si l’on a versé sur la solution une couche d’huile, le contact d’une baguette de verre opère la cristallisation de la masse. Si la baguette a été chauffée, la cristallisation n’a plus lieu.

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formeront pas, même à la température de zéro ; cependant le sel, étant moins soluble à froid qu’à chaud, se trouve dans la liqueur dans une proportion dix fois supérieure à celle qu’elle pourrait contenir dans les conditions ordinaires. Si l’on brise la pointe du tube, le sel cristallise immédiatement.

Nous décrirons une autre expérience peu connue et remarquable qui manifeste d’une façon particulière les cristallisations instantanées. Elle est mise à exécution au Conservatoire des arts et métiers, dans le cours de M. Peligot.

On dissout 150 parties en poids d’hyposulfite de soude dans

Fig. 138. — Flacon contenant une dissolution sursaturée de sulfate de soude. — Sa cristallisation est montrée dans la figure de droite. (Page 186.)

15 parties d’eau, on verse lentement la dissolution dans une éprouvette à pied, préalablement chauffée à l’aide d’eau bouillante, de façon à remplir le vase à moitié environ. On a dissous, d’autre part, 100 parties en poids d’acétate de soude dans 15 parties d’eau bouillante. On verse lentement cette solution sur la première, de façon à ce quelle forme une couche supérieure et à ce qu’elle ne se mélange pas avec celle-ci. Les deux solutions sont surmontées d’une petite couche d’eau bouillante, que nous ne représentons pas sur notre figure 140. On laisse refroidir l’éprouvette lentement et au repos.

Ouand le tout est froid, on a deux solutions sursaturées d’hyposulfite de soude et d’acétate de soude superposées.

On descend dans l’éprouvette un fil à l’extrémité duquel'est fixé un petit cristal d’hyposulfite de soude ; le cristal traverse la solution d’acétate sans la troubler, mais à peine a-t-il pénétré

Fig. 139. — Préparation d'une dissolution sursatui-ée de sulfate de soude. (Page 186.)

dans la solution d’hyposultite inférieure que le sel cristallise instantanément (Yoy. l’éprouvette à gauche de la figure 140). Quand l’hyposulfite est pris en masse, on descend dans la solution supérieure un cristal d’acétate de soude suspendu à un autre fil; ce sel cristallise alors à son tour (Voy. la même éprouvette, à droite de la figure 140). L’expérience réussit même en trempant dans la dissolution un fil de laiton au moyen duquel

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011 a préalablement touché l’hyposulfite de soude. On peut opérer d’une manière analogue avec l’acétate et le sulfate de soude.

Cette expérience, bien réussie, est une des plus remarquables que l’on puisse exécuter sur les cristallisations instantanées.

Fig. 140. — Expérience de cristallisation instantanée. (l’age 187.)

L’apparition successive des cristaux d’hyposulfite de soude qui prennent la forme de grands prismes rhomboïdaux, terminés aux deux extrémités par une face oblique, et des cristaux d’acétate de soude, qui offrent l’aspect de prismes rhomboïdaux obliques, ne manque pas de frapper l’attention et d’étonner ceux qui ne sont pas initiés à ces sortes d’expérimentations.

Une autre cristallisation instantanée très remarquable est celle de l’alun. Si l’on abandonne à un repos absolu une solution sur-

saturée de ce sel, elle se refroidit en restant limpide et claire. Quand elle est froide, si on y plonge un petit cristal octaédrique d’alun suspendu à l’extrémité d’un fil, on voit la cristallisation se faire subitement, sur les faces de ce petit cristal; il s’accroît rapidement, grossit à vue d’œil, jusqu’à former un octaèdre qui remplit le vase tout entier.