acide carbonique

35 hydrogène carboné.

CHIMIE

9,42 oxide de carbone.

9,25 oxigène.

7,5 azote.

1,75 hydrogène.

" Caractères essentiels. — Le carbone brûlé avec Toxigèue donne de l’acide carbonique qui trouble l’eau de chaux.

Préparation. — Dans les arls on le prépare (le charbon) eu plaçant du bois dans de grandes cornues en foute, et chauffant au rouge. Le bois peu à peu se décompose, il en résulte de l’eau^ de l’acide acétique, de l’acide carbonique, de l’oxide de carbone, de riiydrogène carboné , du goudron et du charbon qui reste dans la cornue pendant que les autres corps se dégagent et sont reçus dans un récipient particulier. Cetle maniéré de préparer le charbon est économique, car, d’une part, la décomposition se faisant sans le contact de l’air, on obtient plus de charbon, et , de l’autre, parce qu’on peut tirer parti de l’acide acétique qui se produit.

Le carbone pur est très difficile à obtenir. On a proposé de chauffer fortement le noir de fumée; mais M. Braconnot a montré qu’il contenait beaucouj) d'autres matières. Le meilleur moyen consiste à décomposer par le feu , en vase clos , une matière organique pure, telle que la fécule ou mieux le sucre cristallisé, le carbone est alors presque pur.

Le charbon animal diffère peu du charbon végétal; cependant, ce qui l’en distingue c’est sa compodlion et la manière di>nt il se comporte avec les matières colorantes. En effet, d’aprèsMM.Bussv et Payen,le charbon animal possède une propriété décolorante aumoins trois fois plus forte que le charbon végétal. Ils ont vu de plus que les charbons animaux différaient d’intensité selon qu’ils étaient mats ou brillants; que, dans le premier cas, le pouvoir décolorant était bien plus grand quedans le second. Enfin, ils ont cherché de quelle manière le charbon agissait sur les matières colorantes. Si l'on fait une dissolution dans l’eau de sulfate d’iiidlgo , puis qu’on y ajoute du noir animal en agitant convenablement; par la filtration, la liqueur, de bleue qu’elle était, passe incolore. Si l’on traite ensuite le charbon qui a servi à décolorer la liqueur par une dissolution de soude ou dépotasse, puis, qu’on filtre, la liqueur passe colorée en bleu. Il résulte de cette expérience qu il faut attribuer le phénomène à une action chimi-

CHIMIE

que, faible à la vérité, pendant laquelle le charbon joue le rôle d’une base, et l’indigo celui d’acide. En effet, dans la première partie de l’expérience , l’indigo se combine au charbon; mais, dans la seconde la sonde ou la potas e, qui sont une base énergique , s’emparent de l’indigo pendant que le charbon devient libre.

Le charbon est très employé, il entre dans la composition de la poudre à canon, de l’encre d’imprimerie; on s’en sert pour enlever la mauvaise odeur des matières putréfiées; c’est surtout pour décolorer les liquides et pour opérer la réduction des métaux qu’il est d’un emploi fréquent.

PHOSPHORE. — Découvert par Brandt, il est solide à la température ordinaire, insipide, d’une odeur faiblement alliacée A rétat de pureté, il est si flexible qu’on peut le plier sept à huit fois en sens inverses sans le rompre. i/6oo‘“ de soufre suffit pour le rendre cassant. L’ongle le raie facilement; sa pesanteur spécifique = 1.77. Sa couleur varie; à l’étal ordinaire, il est transparent et jaunâtre; mais si on le refroidit brusquement après l’avoir fait fondre, il devient noir et opaque, pour redevenir transparent par un refroidissement lent. On ne sait à quoi attribuer ce phénomène.

Placé dans l’obscurité il y est lumineux, de là le nom qu’on lui a donné.

Soumis à l’action de la chaleur, il fond à 43^, et si alors on le laisse refroid ir|leiitement, puis que l’on perce la croule qhi se forme à sa surface et que l’on fasse écouler les parties encore liquides , on trouve les autres cristallisées en aiguilles ou en octaèdres. Si, pendant qu’il est fondu , on l'agite avec un liquide (alcool, éther, eau) , jusqu’à refroidissement, on peut le réduire en poudre plus ou moins fuie. Chauffé eu vaisseau clos, il se volatilise, de là vient qu’on peut le distiller. Cette distillation a lieu bien au-dessous de la chaleur rouge, et doit être conduite avec beaucoup de précaution , car ce corps brûle avec une graude facilité.

Exposé aux rayons solaires le phosphore devient rouge, et cela tout aussi bien dans le vide , dans fhydrogèiie, fazote , que dans l’air. On a attribué cette propriété à un peu d’eau qui serait décomposée et formerait de l’oxide rouge; mais d’autres pensent que cela tient à un arrangement moléculaire particulier.

Aussitôt que le phosphore se trouve en contact avec le gaz oxigène, à une température élevée, il y brûle avec éclat et il se

CîjLMîK.

produit do> Vtjpt'iii's Idaiithos d'acide pliospliorique aidiydre et aussi toujours un .peu d’oxide ronge. Au-dessous de 270 et sous la pi’e.ssiou de 76 cenlinièlres, le phosphore ii’agit point sur l’oxigène à moins que la j)ression ne soit diminuée; mais toutefois, quelle que soit cette diminution, l’action n’a plus lieu à -j- 5<^. Si, au lieu de diminuer la pression on t’augmente, il faudra une plus forte température pour déterminer la combustion du phosphore. Ce qu’il y a de plus remarquable , c’est que l’addition d’une petite quantité d’azote, d’hydrogène ou d’acide carbonique, produit le même effet qu’une diminution de pression; ce qui a fait penser à M. Bellani de Monza , à qui l’on doit ces observations , que les atomes d’un même gaz avaient encore une certaine force attractive, qui était diminuée par la présence d’un autre gaz. Cette propriété nous explique assez pourquoi le phosphore brûle à l’air en donnant lien à de l’acide phosphatique.

L’eau ne dissout point le phosphore; mais si celte eau contient de l’air, il se fait de l’oxide rouge, surtout sous l’influence de la lumière, et probablement de l’acide phosphoreux qui se dissout dans l’eau ; le fait est que l’eau devient acide. Celte raison fait qu’on doiÇe conserver dans de l’eau bouillie et refroidie. Cependant, au bout de quelque temps, les hâtons se recouvrent d’une croûte que l’on prenait pour un oxide particulier, mais que M. Pelousea démontré n’étre que de l’hydrale formé de quatre atomes de phosphore et d’un atome d’eau.

Le phosphore ne se trouve pas piu-, mais à l’état de combinaison , dans les os constituant du phosphate de chaux : il fait partie de la matière cérébrale et des ntris et de la laitance de la carpe.

Préparation. On prend du phosphate acide de chaux qu’on réduit en consistance sirupeuse : on mêle ce sel avec le quart de son poids de chai bon et Ion lait sécher le mélange, on l’introduit alors dans une cornue de grès lutée, placée dans un fourneau à réverbère : on Iule au col de la cornue une allonge en cuivre qui plonge dans im flacon contenant de iVau et muni d’un tube droit pour le dégagement du gaz. On chauffe peu cà peu et furtement la cornue, au bout de deux heures il commence à se dégager des gaz oxide de carhouc, hydrogène carboné et phosphore qui proviennent de la décomposition, par ie charbon, de 1 eau que contenait le mélange; enfin , au bout de quatre heures de feu apparaît le phosphore qui vient se condenser dans l’eau du flacoD, dans 1 allonge et dans le col de la cornue. Le phos-

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phore refroidi est placé dans une peau de chamois , dont on fait un nouet que l’on comprime au milieu d’eau bien cîiaude. Le phosphore traverse la peau, abandonnant sur elle un peu de charbon et surtout d’oxide de phosphore. Le phosphore encore fondu est moulé dans un tube, ce qui se fait en plongeant l’une de ses extrémités au milieu de la masse, et aspirant avec la bouche par l’autre extrémité; quand le tube est aux trois quarts à peu près plein , on le place dans l’eau froide pour solidifier le phosphore.

Usages, — Le phosphore est employé pour faire l’analyse de l’air, on en fait des briquets phosphoriques. Son action sur l’économie animale est des plus violentes , il est considéré comme un puissant stimulant dont l’action principale est d’exciter les organes génitaux.

7t> SOUFRE, CHLORE, AZOTE, CtC.

SOUFRE. — Connu de toute antiquité il est solide, jaune citron, insipide , très friable , à cassure luisante et inodore , cependant en le frottant il en prend une légère : un léger choc suffit pour le casser; lorsqu’on le serre dans la main, ou qu on 1 échauffe un peu, il craque et souvent il se rompt. Sa (jpesanteur spécifique

sacE 1,99.

Le soufre conduit très mal le fluide électrique; quand on le frotte il se développe à sa surface du fluide électrique résineux. Soumis à une température de 108° il se fond; entre 1 10 et 140®» il est très limpide et jaune; à 160® il commence à s’épaissir, enfin de 220 à 250°, il est tellement épais quil ne coule plus, une plus forte température semble le liquéfier ; sa couleur alors est brun-rouge. Il est à remarquer que si on vient à refroidir brusquement celui qui a été chauffé à 140®) ü devient sec et cassant, pendant que celui qui a été chauffé assez pour devenir solide reste mou après le refroidissement subit. Ce phénomène est attribué à un arrangement particulier des molécules.

Si lorsqu’il est fondu on le laisse refroidir lentement, puis qu’on crève la croûte qui s’est formée pour en faire sortir les parties encore liquides, on trouve le fond du vase tapissé d’une foule d’aiguilles jaunâtres , dont la forme est incompatible avec celle des cristaux naturels. Enfin, le soufre chauffé convenablement se volatilise , et en se refroidissant, il constitue les fleurs de soufre.

L’oxigène n’a aucune action à froid sur le soufre; mais si Ton

CHIMIE

plonge un morceau de soufre présentant un point en ignitîon , dans un vase plein d’oxigène , celui-ci s’y combine bientôt pour former de l’acide sulfureux, seule combinaison que puissent produire directement ces deux corps. Cette propriété est même celle qui caractérise le mieux le soufre en raison de l’odeur de l’acide sulfureux.

Le soufre est très répandu dans la nature tantôt libre, tantôt combiné ; libre il existe aux environs des volcans ; combiné il existe dans tous les sulfures, les sulfates et dans beaucoup de végétaux, particulièrement ceux de la famille des crucifères, etc.

Extraction, — On se procure le soufre par plusieurs procédés.

Aux environs des volcans on trouve des terres qui contiennent du soufre en assez grande quantité. Pour l’en extraire on place les matières terreuses dans des pots de terre cuite surmontés d’un tuyau qui communique avec d’autres pots, dont le fond est percé de trous , et qui reposent sur une tinette de bois remplie d’eau : en chauffant, le soufre se volatilise et vient se condenser dans l’eau de la tinette; dans cet état, on le nomme soufre brut. Comme il contient des matières étrangères , on le sublime. A cet effet, on le chauffe dans une chaudière communiquant avec une cliambre en maçonnerie destinée à recevoir le soufre en vapeurs et à le condenser, sous forme de poudre et constituant la fleur de soufre. Si l’opéralion est convenablement continuée, il arrive une époque où la chambre échauffée ne condense les vapeurs qu’à l’état liquide, alors le soufre coule le long d’un plan incliné, et sort par un trou pratiqué à la partie inférieure et se rend dans des moules en bois humectés , et où il prend la forme qu’on connaît au soufre en canon. Afin de livrer passage à l’air raréfié par l’acide sulfureux qui s’est formé, on pratique, à la partie supérieure de la chambre, une soupape dirigée de dedans en dehors.

2‘> Certains sulfures en contiennent une grande quantité qu’on peut extraire par différents moyens, mais dont le meilleur est dû àM. Dartigues. Ce manufacturier prend des cylindres de terre très bons. On en met viugt-qiiatre sur deux rangs, dans un four particulier. On y introduit le sulfure réduit en fragments, par l’une des extrémités qu’on débouche et qu’on ferme à volonté; à l’autre extrémité se trouve un tuyau par lequel la distillation se fait, et qui porte le soufre dans des caisses de bois en partie pleines d’eau et fermées par un couvercle de plomb. Pendant l’opération , on a soin de ne pas trop élever la température, car si le sulfure fon-

CHIMIE

daîr, le cylindre serait indubilahlenienl endoiumagé; du reste, le sulfure en partie désulfuré est employé à la fabi icalion du sulfate de fer.

On se sert du soufre pour faire des allumetJes, pour faire l’acide sulfurique , la poudre à canon, l’acide sulfureux , le sulfure de mercure, le sulfate de cuivre, etc.; ouliu, en niédecine, on l’emploie dans les maladies de la peau, etc.

SÉLÉNIUM. — Découvert par M. Berzélius, dans l.e soufre de Fahlun, cest un corps dont les propriétés chimiques sont entièrement analogues à celles du soufre, et anquei ou ne connaît encore aucun usage; il est très rare.

IODE. — Il a été découvert^ en i8i3, par M. Courtois. 11 est solide à la température ordinaire, il est sous forme de petites lames, d’une couleur grise-bleuâtre approchant de celle de la plombagine. Sa lenaciié est très faible; son odeur est analogue à celle du chlorure de soufre; sa pesanteur spécifique = 4,946. C’est un des corps les plus électro-négatifs. Il colore la peau eu jaune et détruit les couleurs végétales a la manière du chlore.

L’iode entie en fusion à 107^ et en ébullition à environ i75'^\; cependant, en raison de sa tension, il se vaporise dans Feau bouillante; sa vapeur, dont la densité — 8,7 16, est toujours d un très beau violet.

L’oxigèue n’agit directement sur l’iode ni à froid, ni à chaud, cependant on connaît plusieurs combinaisons d’iode et d’oxigène; mais pour que l’action ail lieu, il faut ({ue i’oxigène soit à l’état de gaz naissant.

Son action sur l’hydrogène est très grande , et analogue, quoi- €(ue à un degré plus faible, à celle du brome et du chlore ; aussi renlève-t<!"il à unemultilude de corps.

L’ioJe n’cxisîe pas à l’état de pureté dans la nature; mais en combinaison on l’a t^'ouvé dans l)eaiiconp de fucus, dans les éponges, dans divers mollusques marins, uni à l'argent, etc.

Caractères essentiels. — L’iode mis en contact avec l’amidon s’y unit et forme une très belle coidetir bleue; aussi l’emploie-ton souvent pour reconnaître ramidoii.

L’iode s’extrait des eaux-mères des soudes de varech, où il existe à l’état d’iodnre de potassium, ou bydriodate de potasse. Après les avoir convenablement concentrées, on les introduit dans nue cornue avec un excès d’acide sulfurique concentré, on porte le tout à l’ebulIition : une partie de l’acide sulfurique s’empare de la potasse et met l’acide bydriodique à pu ; cet acide cède

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fU)n hydrogène à un peu d’oxigène de l’autre partie d’acide sulfurique; de îà formation d'eau et d’acide sulfureux , pendant que l’iode régénéré devient libre , ou plus simplement une portion d’acide sulfurique se décompose en acide sulfureux et en oxigène qui s’unit avec le potassium de l’iodure, forme de la potasse qui s'unit à 1 aride sulfurique restant. L'iode devenant libre se dégage et vient se coudenser dans un récipient que I on a adapté à la cornue. En le lavant, le redistillant sur un peu d’eau contenant un peu de potasse, le desséchant entre des feuilles de papier Joseph, et le fondant dans un tube, on a l’iode siiUlsamment pur.

L’iode est employé en médecine seul ou à l’état d’iodure de potassium, pour faire disparaître les goitres et certaines autres tumeurs.

BROME. — C’est un corps nouveliement découvert parM. Balard; il est liquide à la température ordinaire, d’un rouge brun, en masse et d’un rouge hyacinthe en couche mince; son odeur, forte, désagrable, est analogue à celle du chlore; sa saveur est tiès causii(jue; comme l’iode il colore fortement la peau en jaune. C’est un poison énergique; une goutte, déposée dans le bec d’un oiseau , suffit pour le tuer.

Exposé à un froid de '20®, il se solidifie et devient cassant : à -[- 47^ , il entre on ébullilion et répand des vapeurs ronges comme celles de l’acide hypo-azolique.

Il ne se combine pas directement avec l’oxigène; cependant, à 1 état de gaz naissant, la combinaison se fait ei l’on connaît même plusieurs combinaisons.

Son affinité pour fhydrogène est beaucoup plus grande, aussi s’y cornbine-t-il , sous l’iiiflueiice solaire, pour former du gaz bromhydrique ; il a plus d’affinité pour rhydrogène que i’icde.

On extrait le brome du bromure de magnésium, lequel se rencontre dans les eaux -mères des salines. On prend une certaine quanlilé de ces eaux-rnères , on y fait arriver un courant de chlore qui forme du chlorure de magnésium et met le brome à iiu; celui-ci reste en dissolution dans la liqueur. On agite la liqueur avec de l’éther qui dissout le brome el décolore le liquide. Ou verse ensuite une dissolution de potasse qui forme, en cédant de son oxigène à une portion de bromé, du bromate de potasse et du bromure de potassium; 011 évapore les liqueurs à siccilé et l’oii calcine le résidu formé de bromure et de bromate. Par ce moyen le bromate, en perdant tout son oxigène, devïent éga-

lement bromure de potassium. On met dans une cornue de verre, munie à son bec d’un tube recourbé plongeant dans un flacon qui contient de l’eau, ce bromure mêlé avec du peroxide de haanganèse et de l’acide sulfurique. Bientôt le brome libre vient se précipiter dans l’eau du flacon. (Voyez pour sa théorie celle du chlore. )

CHLORE. — Il fut découvert, en 1774, par Scheele, qui lui donna le nom d'acide marin déphîogistiqué. Plus tard , quand on réforma la nomenclature chimique , on lui donna le nom d'acide muriatique oxigené. Bientôt après Kirwan lui donna celui de gaz oxj^muriatique ; mais mieux étudié par Berthollet, Guyton-Morveau, M. Chcnevis; enfin, par MM. Gay-Lussac et Thénard , etc., ces derniers conclurent que ce corps était simple et proposèrent pour lui le nom de chlore , qui fut bientôt généralement adopté.

Le chlore est un gaz jaune verdâtre, d’une saveur et d’une odeur tellement fortes et caractérisées qu’elles permettent de le reconnaître avec facilité. Sa pesanteur spécifique = 2,4216. Il décolore la teinture de tournesol, en la jaunissant; il éteint les bougies allumées; mais la flamme pâlit, et rougit d’abord.

Exposé à un froid de^ — 5oo,si le chlore est bien sec, il ne change pas d’état; mais pour peu qu’il soit humide, il se congèle et forme un hydrate qui, selon M. Faraday, est formé de 27,7 de chlore et 72,18 d’eau. Toutefois en unissant la compression au refroidissement on peut l'obtenir à l’état liquide. (Faraday.)

Le chlore ne se combine avec i’oxigène qu’autant que l’un des deux se trouve à l’état naissant : on connaît quatre combinaisons de chlore et d’oxigène.

De toutes les propriétés du chlore, la plus remarquable est celle qu’il présente dans son contact avec Thydrogène. En effet, ces gaz s’unissent en volumes égaux pour donner naissance à du gaz chlorhydrique. Mais cette combinaison est accompagnée de phénomènes particuliers : i® si l’on place un mélange à volumes égaux de chlore et d’hydrogène dans un lieu obscur, quel que soit le temps qu’on emploie la combinaison n’a pas lieu; 20 si le pareil mélange est placé dans une lumière diffuse la combinaison se fait, mais lentement encore, et on est obligé pour la terminer d’exposer le mélange à l’action des rayons solaires; 3® si l’on expose le mélange immédiatement à la lumière solaire, la combinaison se fait instantanément avec rupture du flacon qui contenait le mélange ; le feu agit de la même manière.

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L’eau à la température ordinaire dissout une fois et demie son volume de chlore et la dissolution possède les mêmes propriétés que le chlore. En l’exposant à une température de 2 à 3 degrés au-dessous de zéro, il s’y produit une foule de cristaux lamelleux, jaunes foncés, formés d’eau et de chlore.

Le chlore n’existe pas à l’état libre dans la nature ; mais à l’état de combinaison il fait partie de l’acide chlorhydrique et de tous les chlorures.

Préparation. — Pour l’obtenir on met dans un ballon du peroxide de manganèse sur lequel on verse de l’acide chlorhydrique: aussitôt une effervescence, due au dérangement du chlore, a lieu ; celui-ci est conduit par un tube sous des flacons pleins d’eau saturée de sel marin.

La théorie est très simple : une partie d’acide est décomposée en chlore qui se dégage, et en hydrogène qui s'unit à une partie de l’oxigène du peroxide de manganèse pour forarer de l’eau. Le peroxide ramené à l’état de protoxide se combine à une autre portion d’acide pour former de l’eau et du chlorure de manganèse. Disons ici que s’il se dégage du chlore, c’est parce qu’il ne se forme pas de chlorure de manganèse correspondant au peroxide. On peut encore obtenir le chlore en faisant un mélangé de chlorure de sodium ou de sel marin, de peroxide de manganèse, sur lequel ou verse de l’acide sulfurique étendu d’eau; l’eau en se décomposant cède son hydrogène au chlore du chlorure pour former de l’acide chlorhydrique qui réagit sur le peroxide comme nous l’avons dit plus haut, pendant que son oxigèiie en se combinant au sodium forme de la soude qui s’unit à l’acide sulfurique et constitue du sulfate de soude. Cette théorie s’applique à la préparation du brome.

FLUOR OU PIITORE. — Ce corps ne pouvant être obtenu à l’état libre, car il corrode tous les vases dans lesquels on a cherché à l’obtenir, n’a pu ni être étudié ni recevoir aucune application. <)n sait seulement qu’il est après l’oxigène le plus électro-négatif de tous les autres corps, puisque toutes ses combinaisons, exposées à l’action de la pile, donnent toujours lieu, au pôle positif, à la formation d’un fluorure par la combinaison du fluor avec le fil conducteur.

AZOTE. — Il est gazeux, incolore, inodore et insipide; il éteint les corps en combustion; sa jjesanteur spécifique^ 0,9757.

Le froid le dilate sans le faire changer d’étal; il réfracte peu la lumière; l’oxigène n’a aucune action directe sur lui quelle que

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soit la tempéralure; cepeiidanl il paraîl que réliiicelle éleotriqiie donnerait lieu à la formation d’un pou d’acide azotique quand les gaz sont humides. Quoi qu’il en soit , on sait qu’il existe plusieurs combinaisons d’oxigène et d’azote, mais ces combinaisons ne se font bien qu’en présentant l’un à l’autre ces deux corps à l’état de gaz naisant.

Caractères essentiels. -- On le reconnaît toujours à ce que i» il est incolore; il éteint les corps en cüjni.nstion; il ne rougit j)a;> la teinture de tournesol; h iirsoluble dans l’eau; 5® enfin il ne précipite pas i’eau de chaux. L’azote est très répandu dans !a nature , il lait partie drs nitrates, de l’ammoniaque , de certaines matières végétales et de presque toutes

lume de l’air atmosphérique. C’est à Lavoisier qu’ou eu doit la découverte en 1770.

Extraction. — On Pcx trait de Pair atmosphérique. A cet elïet,on faitbruler, dans une certaine quantité d air , un léger excès de phosphore; le phosphore s’empare de loxigèue, lorme de i’acide phosphorique et met eu idierté le gaz azote dans lequel se trouve un peu de phosphore eu vapeur; ou le sépare en faisant passer dans le gaz quelques biiiies de ciilore qui forme du chlorure de phosphore. Ou ajoute dans le ilacou un peu de potasse, on le bouche ci l’on agite; la {)otasse dissout le chlorure, l’excès de chlore , ainsi qu’un peu d’acide carbonique; quant à l’azote, i! surnage le liquide et peut être considéré comme pur.

Une manière très simple pour se procurer l’azote, consiste à faire un mélange de chlore liquide et a ammouiaque. Le chlore ayant plus d’affinité pour rhydrogène que l azote, sempaie de l’hycirogène de rammoniaque, forme de l’acide chlorhydrique, et l’azote est mis en liiierté; enfin l acide forme se combine à l’ammoniaque non décomposée pour donner naissance à du chlorhydrate d’ammoaiaiiue.

8* AIÎl ATMOSPHÉRIQUE.

On a donné le nom d'atmosphère à celle masse gazeuze qui enveloppe la surface du globe josqu’a la l.auteur de quinze a seize lieues; elle est formée par un mélange d’azote, doxtgene ,

rjiiMiK.

dans la proportion de 79 volumes dn premier el ‘ii du second, d’un peu d’acide carbonique et de vapeurs d’eau; de plus ou y trouve encore du calorique, de réleclricilé et de la lumière. Eufiu l’air peut contenir toutes les substances qui sont susceptibles de se gazéiîn'r.

L'air est un fluide invisible, transparent, inodore, insipide, compressible et très élastique. Un litre d’air à la température de zéro et à la pression de o m. 76 pèse i grarn. 2991. C’est à l’air pris pour unité que l’on compare le poids de tous les autres gaz. L’air, comme tous les gaz, est soumis à la loi de Mariette, c’est-à-dire qu'il se resserre en raison du poids qui le comprime, ou, ce qui revient au meme, que le volume qu’il occupe est en raison inverse de la pression qu’il éprouve. Il est mauvais conducteur de l’électricité, à moins qu’il ne soit humide. La pesanteur de l’air, d’abord soupçonnée, puis vue, fut découverte par Galilée, eu 1640 , et mise hors de doute par Pascal et Toricelli. Ce fut en i63o que Jean Rey publia des expériences qui prouvèrent que l’air couleriait uu corps susceptible de. se fixer sur rétain pendant sa calcination et d’en augmenter le poids.

Exposé à la plus forte chaleur ou au plus grand froid, l’air n’éprouve aucune altération. Sa puissance réfractive, à laquelle celle de tons les autres gaz est comparée = i. Soumis à un courant d’étincelles électriques, il n’est altéré que lorsqu’il contient une certaine quantité d’eau ou ime matière alcaline , alors il se forme de l’acide nitrique; ce qui explique pourquoi les pluies d’orages contiennent souvent cet acide.

L’üxigène se mêle à l’air sans contracter aucune combinaison. Tous les métalloïdes , excepté le chlore , le brome, l’iode, et l’azote, peuvent absorber l’oxigène que contient l’air, en sorte que l’on obtient les mêmes produits que si l’on agissait avec l’oxigéne, seulement l'action e t moins vive et il reste toujours une certaine quantité d’azote libre. L'hydrogène ne décompose l’air que par l’étincelle ou ime chaleur incandescente, à moins qu’il ne soit sous l’influence du platine, du palladium, du rhodium ou de l’iridium.

Ce n’est qu’à une température rouge que le bore agit sur l’air et passe a l’état d’acide borique.

Lecharbon, à la temjiérature et à la pression ordinaires, absorbe plusieurs fois son volume d’air; il se forme sans doute, sous l’influence de la lumière, un peu d’acide carbonique. Mais , si la température est élevée , le charbon prend feu , se cpnsume et

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disparaît, si ce n’est qu’il laisse un peu de cendre. Dans ce cas c’est encore de l’acide carbonique qui prend naissance, mais en beaucoup plus grande quanlité.Gependant, s’il y avait excès de charbon par rapport à la quantité d’air et que la température fût élevée, ce ne serait plus que de l’oxide de carbone qui se formerait.

Le phosphore à froid forme avec l’oxigène de l’air une combinaison particulière que nous connaîtrons sous le nom d’acide phosphatique; mais en même temps que cette combinaison se fait il y a dégagement de calorique et de lumière' apparente seulement dans l’obscurité; à chaud, au contraire, il ne se formerait que de l’acide phosphorique avec dégagement de calorique et de lumière.

Ce n’est qu’à une température au-dessus du terme de sa fusion que le soufre agit sur l’ai-r , et alors il se forme de l’acide sulfureux en même temps qu’un dégagement de calorique et de lumière bleuâtre.

Le sélénium n’agit aussi sur l’air qu’à une température très élevée, il se produit alors de l’oxide de sélénium ou de l’acide sélénieux , selon la manière dont on opère.

Parmi les métaux, il n’y a que l’argent, l’or, le platine, le palladium , le rhodium et l’iridium , qui soient sans action sur l’air; tous les autres s’emparent de son oxigène, les uns à la température ordinaire, les autres à une basse température, d’autres enfin exigent une température élevée.

On peut se procurer de l’air très facilement. Il suffit de remplir un flacon d’eau ou de mercure, et de le vider dans l’endroit d’où l’on veut retirer une partie de ce fluide ; à mesure que l’eau ou le mercure sort du vase j l’air le remplace.

Nous avons donné en commençant la composition de l’air , il ne nous reste plus qu’à donner les moyens de parvenir par l’analyse à la démontrer. Il est aisé de s’assurer que l’air contient de l’eau; pour cela on place un mélange réfrigérant au milieu d’une certaine quantité d’air : la vapeur tenue en suspension se condense sur la vase qui contient le mélange. On reconnaît la présence de l’acide carbonique en plaçant de l’eau de chaux dans une capsule plongeant dans un vase plein d’air; en effet, bientôt il se forme un précipité de carbonate de chaux. Enfin pour séparer l’oxigène de l’azote, on peut employer plusieurs procédés; que l’on fasse passer de l’hydrogène dans une quantité donnée d’air, par l’étincelle électrique, l’hydrogène brûlera en fixant l’oxigène pour former de l’eau , et l’azote se»a mis en liberté. On