MILLIMÈTRES

MERCURE

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La pression restant constante, la température d'un liquide ne peut pas dépasser celle de son point d'ébullition, malgré l'augmentation de chaleur auquel ce Uquidc; est soumis ; cette augmentation de chaleur ne peut queprovoq[ueri dans le même temps, une production plus considérable

de vapeur d'une tension égale à la pression extérieure. Mais si Ton échauffe de l'eau, ou un autre liquide, dans un espace clos, la pression augmente progressivement par suite de la formation continuelle de vapeur, de sorte qu^ la température du liquide augmente de plus en plus en même temps que la tension, et cette dernière n'a d'autre limite que la résistance du vase; cette limite une fois atteinte, les parois du vase doivent céder, et elles cèdent avec exjplosion. Dans les arts mécaniques on emploie des vases très-résistants , munis de soupapes de sûreté, afin de pouvoir, sans danger, chauffer de l'eau bien au-dessus de 100^, pour produire des tensions de vapeur correspondantes. On utilise de semblables appareils, sous le nom de digesteur ou marmite de Papin, pour certaines opérations chimiques, telles que la préparation d'extraits animaux et végétaux ; on peut ainsi faire agir chimiquement l'eau à une température qu'on ne pourrait pas atteindre en opérant sous la pression atmosphérique. La tension de la vapeur d'eau a été déterminée très-exactement par M, Regnault, aussi bien au-dessus qu'audessous de 100<». La pression, dans ces expériences, était exercée par une pompe foulante et l'on observait le point d'ébuUition correspondant à chaque degré. Le tableau suivant indique ces résultats :

TENSIONS DE LA VAPEUR d'eAU DEPUIS 100° C. JUSQU'a 250,9° C. EXPRIMÉES EN ATMOSPHERES (760""").

La chaleur latente de vaporisation de l'eau, c'est-à-dire, celle qui est absorbée par l'eau à lOO** pour être transformée en vapeur à 100® est, d'après M. Regnault, égale à 537 calories : en d^autres termes, la chaleur nécessaire pour réduire en vapeur 1 kilogramme d'eau bouil-

152 MANUEL DK CHIMIE.

lante, est suffisante pour élever de 0° ai 00** 5^"«,57 d'eau. Inversement, Ja vapeur produite par 1 kilogramme d'eau peut, en se condensant, élever b^^^e.ZÎ d'eau de 0<* à 100", c'est-à-dire, comme la vapeur à 100** passe à l'état d'eau à 100^ que Ton obtient ainsi 6"'«,57 d'eau à 100^ Cette grande quantité de chaleur qui devient latente par la vaporisation de l'eau peut être utilisée dans la pratique, d'une manière très-avantageuse, comme moyen de chauffage.

Comme la température d'ébullition de l'eau à la pression normale de l'atmosphère (760™™) est constante, on l'a choisie comme point fixe dans les échelles thermométriques. La régularité dans l'ébullition de Teau et la constance qu'on observe dans la température de sa vapeur ; pour une même pression, tiennent à sa grande chaleur latente de vaporisation. Les vapeurs qui n'ont qu'une faible chaleur latente présentent cette particularité qu'elles se forment subitement, et quelquefois avec explosion, et les liquides qui produisent ces vapeurs ont des points d'ébullition souvent très-irréguHers. Pour que l'ébullition de l'eau soit réguHère et se fasse à 100^, il faut que l'eau soit pure et que rébuUition se fasse dans un vase de métal. Dans les vases en verre, le point d'ébullition deTeau atteint souvent lOl'^ et l'ébullition est irrégulière, on la ramène à 100" et on la régularise en plaçant dans l'eau un faisceau de fils de platine. Dans les vases enduits d'un vernis de gomme laque, l'ébullition est très-irrégulière et peut ne se faire qu'à 105<» ; il se forme alors brusquement une grande quantité de vapeur qui, en se dégageant, ramène la température à 100° ; on attribue ce retard à une adhésion entre l'eau et les parois du vase.

Les sels dissous dans l'eau en élèvent le point d'ébullition : ainsi une solution saturée de chlorure de calcium ne bout qu'à 179^,5. Pour une même solution saline, le point d'ébulHtion est d'autant plus élevé qu'elle est plus riche en sel, mais il ne paraît pas exister de loi qui établisse une relation entre le point d'ébullition des différentes solutions saUnes. Ainsi une solution saturée d'azotate de potassium, qui renferme 355 parties de ce sel pour 100 parties d'eau, bout à 116**, tandis qu'une solution concentrée de carbonate de potassium qui renterme 205 parties de sel pour 100 d'eau bout àl55<*. La vapeur produite par l'ébullition de ces solutions, se détend instantanément de manière à faire équihbre à la pression atmosphérique et à être ramenée à 100**.

La présenca de l'air dans l'eau en favorise notablement l'ébullition. Les petites bulles d'air qui s'y développent forment autant de petites atmosphères dans lesquelles la vapeur peut se répandre. Quoique la majeure partie de l'air puisse être expulsée dès que l'eau entre eiï ébullition, il faut pour en purger l'eau complètement la soumettre

A une ébullition prolongée dans le vide. M. Donny, ayant soigneusement expulsé Tair de l'eau, vit le point d'ébullition de celle-ci atteindre la température i 82° ; à ce moment il se produisit un dégagement de vapeur tellement subit que le vase renfermant l'eau fut brisé.

125. lia déjà été question de la décomposition qu'éprouve l'eau feous l'influence de la chaleur ou de Télectricité. Onne sait pas si la lumière^ peut exercer une action analogue, quoique M. Graham attribue à cette influence plutôt qu a celle de la chaleur, la décomposition qu'éprouve Teau sous Tinfluence du platine chauffé au rouge blanc. L'eau est décomposée par un très-grand nombre de substances simples ou composées. Les corps halogènes lui enlèvent l'hydrogène en mettant Toxygène en liberté : c'est ainsi que le chlore produit la réaction H*0-|-C1*=: 2HC1-I-0. La plupart des autres éléments, en agissant sur l'eau, mettent rhydrogène en liberté, pour se combiner avec Toxygène. Les métaux alcalins et alcalino-terreux occasionnent cette décomposition à la température ordinaire ; le magnésium à 100**, et le fer, le zinc, l'uranium, etc., seulement au rouge. On observe une décomposition analogue lorsque l'onfaitpasserun courant de vapeur d'eau sur du charbon rouge: 2H*0-|-C = C0*-f-2H*, mais cette décomposition est toujours accompagnée d'une réaction secondaire produite par l'action d'un excès de charbon sur l'acide carbonique formé et qui domie naissance à de l'oxyde de carbone CO. Le phosphore décompose peu à peu l'eau, sous l'influence de la lumière, en se combinante chacun de ses éléments, pour former de l'oxyde de phosphore et de l'hydrogène phosphore. Les décompositions les plus importantes de l'eau par les corps composés sont celles qui sont provoquées par les oxydes acides et les oxydes basiques ; ces décompositions donnent naissance aux hydrates acides, ou acides proprement dits, et aux hydrates basiques. L'anhydride sulfurique, SO', par. exemple, se combine à l'eau H*0 pour former l'acide sulfurique H*SO* ; de même, la chaux caustique produit l'hydrate de calcium H*CaO^ Ces réactions sont quelquefois très-énergiques : ainsi l'anhydride sulfurique produit au contact de l'eau le bruit que produirait un fer rouge ; la combinaison de l'eau avec la chaux est accompagnée d'une grande élévation de température. Quoique, par l'application de la chaleur ou d'autres agents, on puisse dans bien des cas éliminer l'eau de ces hydrates ou de ces acides pour reproduire les oxydes et anhydrides correspondants, il n'y a pas de raison plausible d'admettre que cette eau ainsi éliminée se soit trouvée toute formée dans les composés qu'elle a abandonnés. Indépendamment des hydrates que nous venons de citer, il existe des combinaisons dans lesquelles on admet que le§ éléments de l'eau sont réellement groupés à

Tétat d'eau. Ainsi, Tanhydride sulfurique qui sa combine, comme nous l'avons vu, avec H*0 pour former Tacide H*SO*, peut aussi s'uniravec 2H*0 ou avec 3H»0 pour former H«SO*.H*0 et H«S0*.2H«0. Seulement, l'anhydride SO' et l'acide siilfuriqueH'SO* diffèrent considérablement l'un de l'autre dans leurs réactions chimiques les plus importantes (*) ; mais les composés H*SO*,H* ; SO*.H«0 et H*S0*.2H«0 présentent une grande similitude de réactions ; celles-ci ne varient qu'en intensité et ne dépendent que du degré de concentration de l'acide sulfurique. Il y a néanmoins des cas où il est difficile de décider si les éléments de l'eau forment partie intégrante d'une molécule, ou s'ils sont simplement accolés à cette molécule, à l'état d'eau toute formée.

124. L'eau qui est associée à une molécule solide est désignée sous le nom d'eau de constitution ou eau de cristallisation. Les sels notamment renferment souvent une quantité déterminée d'eau, et un même sel peut renfermer des quantités variables d'eau, mais variant suivant la loi des proportions multiples. Le sulfate de calcium cristallise avec deux molécules d'eau, le sulfate de cuivre avec cinq, et les sulfates de magnésium, de zinc, de fer, etc., avec sept. Le sulfate de sodium cristallise avec 10 ou avec 8 molécules d'eau; le phosphate de sodium, avec 12 ou avec 7 molécules. Le borax cristallisant dans une solution bouillante saturée, se dépose en octaèdres réguliers renfermant 5 molécules d'eau de cristallisation ; lorsqu'il se dépose à une température plus basse, d'une solution moins concentrée, il se dépose en prismes rectangulaires obliques renfermant 40 molécules d'eau. En général, un sel renferme d'autant plus d'eau de cristaUisation qu'il a cristallisé à une température plus basse et dans une solution moins concentrée. Les différentes molécules d'eau de cristallisation que renferme unsel sontretenues avec des énergies très-différentes. Ainsi, le sulfate de magnésium, exposé sur de l'acide sulfurique, retient toujours 2 molécules d'eau, dont l'une peut être éliminée en portant le

(•) « Ces deux corps n'ont aucune analogie; dans aucune circonstance, ils ne se comportent de la même manière ; leurs fonctions sont entièrement diftérentes. Prenons l'acide sulfurique anhydre et le sulfate d'hydrogène (acide sulfurique) comme exemple. Le premier ne se combine pas avec les métaux, le second s'y combine en dégageant de l'hydrogène; le premier peut s'unir directement aux oxydes, le second donne lieu à une double décomposition. Le premier ne décompose pas les chlorures et se combine avec quelques-uns d'entre eux; le second les décompose. Le premierne donne pas de sulfate d'ammonium avec le carbonate anhydre d'ammoniaque ; le second en donne. Le premier forme avec les alcaloïdes des acides ou acides amidés; le second donne naissance à des sels. Le premier se combine avec le chlorure d'ammonium; le second le décompose. Le premier agit d'une certaine façon sur les alcools, les amides, les carbures d'hydrogène ; le second agit d'une autre manière. Que l'on poursuive le parallèle aussi loin que l'on voudra, dans aucune circonstance il n'y aura d'analogie entre les réactions. Ladrent, Méthode de chimie. » {Citati<m de Vauteur),

EAU DE CRISTALLISATION. 155

sel à 152**, tandis qu'il faut le soumettre à la'température de210° et même plus pour lui enlever la dernière. Cette dernière molécule d*eau, et dans * d'autres sels, il peut y en avoir 2, 5 ou 4 retenues ainsi, est considérée par M. Graham comme eau de constitution. Cette eau de constitution peut quelquefois être remplacée par lin oxyde basique ; il se forme ainsi des sels basiques. Certains sels, dits efflorescents, perdent une partie ou la totalité de leur eau de cristallisation par une simple exposition à Tair, à la température ordinaire : c'est ainsi que, à une température qui n'est pas inférieure à 6<*, le carbonate de sodium, exposé dans une atmosphère moyennement sèche, perd 5 molécules d'eau, sur 10 qu'il renferme, et donne une poudre opaque blanche. Le sulfate de sodium cristallisé, qui renferme lOH'O, perd dans les mêmes circonstances toute son eau. La température et le degré de sécheresse de l'air auquel on expose un sel devront être d'autant plusgrands que ce sel retiendra l'eau avec plus^ d'énergie. Ainsi le sulfate de cuivre cristallisé qui reste complètement inaltéré à l'air dans les circonstances ordinaires, s'effleurit si on l'expose dans une atmosphère privée entièrement d'humidité. L'efflorescence d'un sel n'est pas seulement facilitée par la température et le degré de sécheresse de l'air ambiant, mais aussi par toutes les circonstances qui hâtent l'évaporation de l'eau. C'est pourquoi un sel s'efQeurit beaucoup plus rapidement dans le vide, surtout lorsque lavapeur d'eau émise par le sel peut être immédiatement absorbée par un corps avide d'eau. L'efflorescence d'un sel cristallisé se trouve beaucoup hâtée, si même cette condition ne la provoque, lorsque ses cristaux ont été dépoHs. Faraday a observé que des cristaux bien formés, sans aucune lésion, de carbonate, dephosphateet même de sulfate de sodium ont pu se conserver pendant des années, dans des vases ouverts, sans qu'ils s'effleurissent. D'un autre côté on observe que des sels, réduits en poudre, abandonnent très-rapidement leur eau de cristallisation.

Dans des circonstances contraires, les sels et d'autres composés reprennent leur eau de cristallisation, quelquefois d'une manière trèsfrappante. Ainsi le gypse sec CaSO* mélangé à de l'eau produit une masse solide de gypse hydraté, ou plâtre CaS0*.2H*0. Lorsque l'on ajoute de l'eau à du sulfate de cuivre anhydre, ce sel prend immédiatement ses 5 molécules d'eau, et la température du mélange s'élève à 135°. Le sulfate de sodium calciné, exposé dans une atmosphère saturée d'humidité, absorbe rapidement les 10 molécules d'eau qu'il lui faut pour cristalliser. Beaucoup de sels, anhydres ou non, absorbent l'humidité de l'air en quantité indéterminée, ils deviennent humides et se hqué-. fient; ces sels sont dits déliquescents : tels sont le carbonate de potassium K*CO^ et le chlorure de calcium CaGl*.6H*0. D'autres corps se

comportent de même: Tacide sulfuriqueH*SO*, TalcoolC^H^O, la potasse ' KHO, sont très-avides d'eau. On fait fréquemment usage des sels et autres corps déliquescents, comme agents de dessiccation. Quelques corps employés comme tels, la chaux caustique et Tanhydride phosphoriqne, par exemple, agissent par leur affinité propre pour l'eau, qu'ils décomposent. On donne aux corps avides d'eau le nom de corps hygroscopiques.

125. L'eau jouit de la propriété de dissoudre un grand nombre de corps solides, liquides ou gazeux. L'alcool et l'eau se mélangent, ou se dissolvent, en toutes proportions. Mais la solubilité de certains corps est limitée ; il en est pour lesquels il n'est pas possible de déterminer cette limite. Ainsi, lorsque l'on agite de l'eau avec de l'éther, la solution atteint une certaine limite, mais si Ton abandonne ces liquides à eux-mêmes, ils se séparent de nouveau en partie, et chacun d'eux retient environ 7^ de l'autre en dissolution. L'huile paraît être complètement

insoluble dans l'eau.

La quantité de sel que l'eau peut dissoudre est toujours limitée, et cette quantité varie d'un sel àl'autre. A la température ordinaire, l'eau

peut dissoudre, par exemple y^ de son poids de sulfate de calcium et 5

de son poids de sulfate de magnésium. Dans l'acte de la dissolution, les premières portions d'un sel se dissolvent très-rapidement; les parties suivantes, de plus en plus lentement jusqu'à ce que le point de saturation soit atteint. Quelques sels, entre autres le sel marin, se dissolvent toujours dans l'eau dans la même proportion, quelle que soit la température. Mais dans la plupart des cas la quantité de sel qui peut se dissoudre augmente avec la température et quelquefois cette augmentation est directement proportionnelle à l'accroissement de température, ou bien, pour chaque accroissement il y a une augmentation égale de sel dissous, les sulfates de magnésium et de potassium , les chlorures de potassium et de baryum en offrent des exemples, pour ces deux derniers sels, l'accroissement de solubilité est le même pour une même augmentation de température. Le plus souvent pourtant la solubilité augmente plus rapidement que la température ; c'est ce qui a Heu pour le chlorate de potassium et pour les azotates de potassium et de baryum. Dans quelques cas assez rares, la solubilité diminue avec là température : il en est ainsi pour la chaux, le citrate et le butyrate de calcium, ainsi que pour le sulfate de césium. Les solutions saturées de ces sels se troublent par l'ébuUition ; celle du butyrate de calcium se prend presque en masse. Il arrive aussi, mais eilcore plus rareitient, que la solubilité d'un sel augmente d'abord avec la température jusqu'à un certain