X.. . . capacité calorifique de l'alcool
M masse de l'eau dans le calorimètre i20 ^
m' . • . masse du calorimètre et des accessoires 233 I i
c' capacité du laiton qui constitue le calorimètre. 0 09i
I • . . . température coiAmune à l'eau et au calorimètre 6», 55
• . . . • température du mélange, corrigée comme il a
étédit 9*, 80
i a, d'après les indications qui précèdent :
Comme, d'après la disposition du tube aB, récouleraent du liquide contenu dans
indre E n*est jamais complet, on ne peut connaître la masse m du liquide sur
l on opère que par la différence des deux poids, P, P', que présente le calorimètre,
et après Técoulement. Il est évident, d'ailleurs, que cette différence P' — P repré-
d'une manière exacte le poids du liquide qui a pénétré dans la boite calorimé-
Le chiffre qui figure au tableau est 0.579, et il se rapporte à la tempéntme moyenne de 15 degrés, tandis que, dans Texpérience actuelle, le chiffre 0.587 se rapporte à la température moyenne de -}- ^^"^ Or il est parfaitement éUbi que la chaleur spécifique des liquides, et particulièrement celle de Talcool, cnrft avec la température. Nous pouvonj donc considérer le chiffre 0.587 comme exprimant assez exactement la capacité calorifique moyenne de l'alcoo eiaminé, pour la température de + 2i>°-
§2. — Chaleur spécifique du sulfate de magnésie
A l'état liquide.
Il est à peine nécessaire de justifier cette nouvelle application de la méthode des méiano^es. Un p^rand nombre de sels crislaliiséSi tels que le sulfate de soude, le sulfate de magnésie, se combinent avec l'eau au moment où leur cristallisation s'effectue ; et il est intéressant de rechercher comment les capacités respectives de l'eau et du sel anhydre se trouvent modifiées par l'effet de celle combinaison.
Déjà plusieurs points de cette question importante ont été étudiés et résolus par M. Person {Recherches sur les chaleurs sjmi' fiques des dissolutions salines. Annales de chimie eldephysique^ 3** série, xxxiii, 4u7). Mais il reste encore beaucoup à faire; et la manipulation actuelle a pour objet d'indiquer la marche qu'il convient de suivre dans les recherches relatives à ce sujet délicat.
Lors({u'on prend un équivalent de sulfate de magnésie cristallisé, M(/OS(P,7110 = 123'J% et, qu'après l'avoir finement pulvérisé, on le fait dissoudre dans treize équivalents d'eau, 13HO=117*'i
on voit la température s'abaisser d'environ 8 degrés |. C'est là un
effet de la chaleur latente de fusion. Le sulfate de magnésie emprunte au mélange la chaleur qui lui est nécessaire pour passer de l'état solide à l'état liquide.
Mais lorsque la solution est revenue à la température ordinaire, si l'on vient à y mêler une nouvelle quantité d'eau égale à la première (13 110=117"), on constate encore un mouvement thermomélrique au moment du mélange. Ici, le mouvement thermométrique est en sens inverse de celui qu'avait déterminé le changement d'état : le dégagement de chaleur qui lui correspond est très-peu marqué; mais il oblige néanmoins à pratiquer la mé-
MËTHOfiE DES MÉLANGES. 261
Iode des mélanges en dehors du contact des deux liquides et à couler la solution de sulfate de magnésie dans la boite caloétrique qui nous a servi dans la précédente opération. Voici, leurs, le procédé qu'il convient de suivre :
Procédé opératoire. — i** Faire dissoudre à chaud une partie en )ids de sulfate de magnésie cristallisé dans une partie et demie feau distillée. Remplir le cylindre E de cette solution. Adapter le
lomèlre, et porter l'eau de la cuve à une température station-
I, voisine de -f- 50* (1) ;
2* Disposer le calorimètre comme il a été dit pour l'alcool ; relier deux pièces de l'appareil l'une à l'autre, et abaisser l'écran ;
Les températures i' de la solution chaude et t de l'eau froide Il bien observées, faire couler la solution dans la boîte du calo-
tre. Suivre, en agitant, la marche ascendante du thermomètre, lioter la température 6 qu'il indique, quand il est devenu stalion-
S ou qu'il a atteint son maximum ; 4* Peser le calorimètre pour connaître le poids de la solution sa-
qui a coulé dans son intérieur.
Soient maintenant :
m. . . . le poids de sulfate de magnésie cristallisé sur lequel
a porté l'opération ;
M' le poids de Teau qui a servi à le dissoudre ;
V la température initiale de la solution;
M le poids de Teau contenue dans le calorimètre;
mV. . la masse et la capacité calorifique de la matière qui
constitue le calorimètre ;
t la température initiale de Teau et du calorimètre ;
6 la température commune aux deux liquides, après
récoulement de la solution ;
Al a évidemment, en égalant la chaleur perdue et la chaleur gagnée :
mx (e' — ô)4.M' (t' — 6) = (M + wV) (6 — 0 luIe d*où l'on tire, pour la valeur de x, qui est seule inconnue :
(M -4- m'c') (fl — t) — M^ {V—^) ^— w(r — 6)
\) On obtient cet état stationnaire en réglant convenablement le bec de gaz à l'aide gel on chauffe reau de la cuve.
Il est à remarquer que, dans cette expérience, x représente b capacité calorifique que le sulfate de magnésie cristallisé posséda à Vélat liquide. C'est, en efTet, sous forme de solution aqueuse qu'il pénètre dans la boîte calorimétrique, et c'est sous cette forme aussi qu'il abandonne le nombre de calories représenté dans laformule par mx {( — ô).
Si l'on voulait avoir la capacité calorifique x* que le même sel cristallisé M5fOSO^ 7II0 possède à l'état solide, il faudrait, après l'avoir finement pulvérisé, en remplir de petits cylindres en verre souftlé dont on connaîtrait la masse m" et la chaleur spéciflquec". 'i On opérerait, d'ailleurs, avec ces petits cylindres fermés à la lampe d'émaillcur, comme avec le plomb ou le verre de la précédente manipulation.
Chaleur spécifique du sulfate de magnésie anhydre. — On peol déduire de l'opération qui vient d'être faite, la chaleur spéciflque y du sulfate de magnésie anhydre, pourvu qu'on connaisse la chaleur spécifique z de l'eau qui entre dans la constitution du sel cristallisé. Et réciproquement, on peut déduire la chaleur spécifique z de l'eau de cristallisation du sel, si Ton connaît la capacité calorifique y du sel anhydre. C'est une simple affaire de calcul.
iOO grammes de sulfate de magnésie cristallisé contiennent i*ï giammes de sel anhydre et 51 gi^ammes d'eau de cristallisation. U chaleur abandonnée par la solution dans l'opération précédente peut être ainsi exprimée :
La chaleur gagnée par le calgrimètre est toujours :
Mettant en équation ces deux quantités, on peut déduire la >"a-
leur de y, si z est connu, ou celle de z, si y est connu. On aurait
pour y :
(M + m'c') (6-^0 — M^ {t'--à) — m 0.51 z (V — à) ^ in0.id(t' — t)
Résultats obtenus sur la clmleur spécifique des dissolutions salines. — M. Person, dans le mémoire que nous avons cité plus haut, a résumé ainsi les résultats obtenus :
1"" La chaleur spécifique des dissolutions salines est toujours
MËTHODE DU REFROIDISSEMENT. 263
oindre que celle des composants; c'est-à-dire quMl faut toujours loins de chaleur pour chauffer une dissolution que pour écliauiîer ^parement l'eau et le sel qui la composent. La différence peut être rès-faible pour certaines proportions; mais on ne la voitpas chauler de signe. On remarquera que cette relation simple s'observe eulement quand on considère le sel à Vétat liquide; il n'y a plus le régularité quand on suppose que le sel conserve dans la dissolution la chaleur spécifique propre à l'état solide.
2* La réduction de chaleur spécifique n'est pas en rapport avec l'afGnité. Il ne faut pas s'attendre à la trouver plus grande avec le dilorure de calcium qui a tant d'affinité pour l'eau, qu'avec tel luire sel qui en a très-peu.
â* La diminution de chaleur spécifique n'a pas non plus de rapport avec la diminution de volume qui a lieu lors de la dissolution ; elle peut être plus petite, quand la contraction est plus grande, et me versa.
Le calorimètre employé par M. Person dans ses recherches est le calorimètre compensateur décrit dans les Annales de chimie et ie physique y 3* série, xxvii, 270. Environ 1000 grammes de dissolution étaient mis dans le calorimètre ; on y introduisait une bouteille de laiton très-mince, pleine d'eau pure à une température connue.
