SUR L’ÉTAT DE L’IODE EN DISSOLUTION

On distinguait généralement les solutions d’iode en deux classes ; les solutions brunes (alcool, éther, etc.) et les solutions violettes (sulfure de carbone, chloroforme, benzine, etc.).

Cette distinction est trop absolue. En effet, en examinant des solutions également concentrées d’iode dans un grand nombre de dissolvants, nous avons constaté qu’on pouvait les ranger de telle façon que la coloration

variât d’une manière continue du brun au violet en passant par le rouge. L’examen, au spectroscope, de ces solutions nous a montré que leur spectre d’absorption variait également d’une manière continue.

Cette différence dans les propriétés physiques des diverses solutions d’iode se poursuit dans certaines de leurs propriétés chimiques.

Lorsqu’on agite du mercure pur avec une solution quelconque d’iode, il se forme toujours un précipité vert d’iodure mercureux. Mais, si le mercure contient de petites quantités d’un autre métal, l’iode se combine à ce dernier en proportions variables avec la nature du dissolvant employé. Le phénomène est particulièrement net avec l’amalgame de plomb, la couleur jaune de l’iodure de plomb permettant de suivre facilement la marche de la réaction.

Une solution brune d’iode, agitée avec de l’amalgame de plomb, donne un précipité jaune d’iodure de plomb, quelles que soient la concentration de la solution d’iode et la proportion de plomb contenue dans l’amalgame. Au contraire, une solution violette donne, dans les mêmes conditions, un précipité vert analogue à celui que fournit le mercure pur. Enfin, pour des solutions présentant une teinte intermédiaire, on obtient un précipité de couleur intermédiaire entre le jaune et le vert. Ces colorations ont été contrôlées par l’analyse du mélange d’iodures précipités.

En opérant avec un grand nombre de dissolvants, on peut obtenir une série de précipités dont les couleurs forment une gamme continue du jaune au vert. Vordre dans lequel on range ainsi les dissolvants est le même que celui obtenu en les classant d'après la couleur des solutions d’iode.

Nous avons recherché si ces différences de teintes et de propriétés chimiques ne devaient pas être attribuées à une variation graduelle de l’état moléculaire du corps dissous, en déterminant celui-ci par la méthode cryoscopique de M. Raoult. Cette méthode a été appliquée au méthylbcnzoyle (solution brune) et à la benzine (solution rouge). Dans les autres groupes, nous n’avons pu trouver de dissolvant qui se solidifiât facilement ou qui ne fût pas attaqué par l’iode dès la température ordinaire. En rapprochant cependant nos nombres de ceux que l’on déduit de mesures effectuées, vers la même époque, sur les tensions de vapeur des solutions, d’iode dans l’éther et le sulfure de carbone, on peut dresser le Tableau suivant ;

Éther..

Méthylbenzoyle

Sulfure de carb

La température influe beaucoup sur le phénomène en déplaçant la limite à partir de laquelle l’attaque se produit avec ou sans dégagement gazeux; la valeur maxima de la densité de l’acide, au-dessous de laquelle commence '

. l’attaque avec dégagement gazeux, croît avec la température. Quand le fer ■ est partiellement oxydé (ce qui est le cas des clous, dont la pointe et la tête contiennent toujours de l’oxyde), l’attaque avec dégagement gazeux se produit dans l’acide ordinaire, parce que la dissolution de l’oxyde dans l’acide élève la température du métal jusqu’au point où l’attaque vive est possible.

Le contact du fer oxydé avec l’acide fumant amène une modification de l’oxyde qui le rend inattaquable par l’acide ordinaire. Cette modification, dont la nature est difficile à déterminer, consiste selon nous en une déshydratation, car si l’on maintient quelque temps les clous à 140“, au lieu de les mettre au contact de l’acide fumant, ceux-ci deviennent aussi passifs. Dans les deux cas, un fil de cuivre fait cesser la passivité de ce fer oxydé; le contact des deux métaux détermine alors un couple qui réduit la couche superficielle d’oxyde modifié, et met à nu une couche d’oxyde non modifié que l’acide dissout immédiatement avec élévation de température.

Ces recherches, de même que les précédentes, ont été effectuées en vue d’élucider quelques points de l’histoire des métalloïdes.

Quand deux corps, par leur union, peuvent donner naissance à une réaction exothermique, il arrive souvent que des liaisons, dont la nature ne nous est pas connue, les empêchent de se combiner directement. Dans ce cas il faut, pour obtenir la combinaison, faire intervenir-une énergie étrangère qui détruise ces liaisons. Il est difficile, dans l’état actuel de la Science, de rien dire, a priori, sur la nature de la source d’énergie qui doit fournir le travail préliminaire. Il est même très curieux, dans des cas qui paraissent tout à fait comparables, de voir que l’action d’une énergie étrangère est tantôt inutile, tantôt indispensable.

L’action qu’exercent les halogènes sur les métaux est un des exemples les plus nets que l’on puisse citer de ces différences. Ainsi l’on sait que le potassium mis au contact du brome liquide, à la température ordinaire.

fait explosion et s’enflamme, tandis que le sodium peut être chauffé jusqu’à 150° avec ce liquide sans être attaqué et c’est cette différence si marquée dans l’action d’un même corps sur deux métaux de propriétés très voisines qui nous a amenés à rechercher dans quelles conditions l’union directe des métaux et des halogènes était possible.

Il résulte de nos expériences que la plupart des métaux, à l’exception de l’aluminium, sont à peine attaqués par le chlore et le brome liquides secs à la température ordinaire et que cette attaque n’est guère plus marquée lorsqu’on élève la température. Le magnésium est celui dont la résistance à l’action de ces liquides est la plus grande et la différence qu’il manifeste, sous ce rapport, avec l’aluminium, qui est attaqué avec une grande vivacité, est tout à fait remarquable : les chlorures et les bromures de ces deux métaux présentent, dans leurs propriétés et dans leur formation à partir des oxydes, des analogies qui ne permettaient pas de prévoir une aussi grande différence.

Mais, si l’attaque est lente avec les- halogènes secs, elle devient, dans tous les cas, rapide en présence d’une certaine quantité d’eau. Ce liquide se comporte d’ailleurs de deux manières bien difl'érentes : ou bien il est décomposé avec dégagement d’hydrogène (magnésium, aluminium), ou bien il se retrouve intact à la fin de la réaction (fer, cuivre).