IK -+- 2 H«0 + 0» = 2 P 4- 4K0H

lodare £aa. Oxygène. Iode. Potatse.

de potaMinin.

On s'est servi de cette dernière propriété de l'ozone pour constater la présence do ce gaz.

(i> Allotropie (de «Uot^oiso;, de qnallté différente). Mot par lequel Ber> éilo» a désigné les étaU différents que présentent certains corps simples.

séilo»

BXOCL

82 MÉTALLOÏDES DIATOMIQUES.

En effet, si Ton imprègne un papier d'iodure de potassium et d'empois d*amidon (papier ozonoscopique) et qu'on l'expose à l'action de l'ozone, ce papier bleuira par suite de l'action de l'iode mis en liberté, sur Tamidon. Le chlore bleuit aussi le papier ozonoscopique. (V. § 10, p. 38.)

Honzeau se sert d*un papier de tournesol rouge vineux dont une des moitiés a été trempée dans de Tiodure de potassium. Sous l'influence de Tozone, ce papier bleuit par suite de la formation de potasse. La partie du papier qui n'a pas été trempée dans l'iodure de potassium ne change pas de couleur; on ne peut donc attribuer le changement de coloration du papier à l'ammoniaque qui se trouve quelquefois dans Tair atmosphérique en petite quantité.

L'ozone oxyde la teinture de gaïac, et cette oxydation a pour résultat de communiquer à la teinture une coloration bleue. Un papier trempé dans une solution alcoolique de gaïac, est bleui par l'ozone.

La propriété qu'a l'ozone de bleuir le papier ozonoscopique, de bleuir le papier de tournesol ioduré et le papier trempé dans une solution de gaïac, sert à caractérifter ce corps.

L'ozone existe dans l'atmosphère. Il peut y provenir soit de l'action de l'électricité atmosphéri<iue sur l'oxygoue de l'air, soit des oxydations qui se passent à la surface du gluhe.

L'ozone ne peut s'accumuler dans Tatmoi^phère, car il y rencontre une foule de substances oxydables qui le détruisent. Son rôle semble être considorablo. C'V.st probablement à l'ozone qu'il faut attribuer la formation dans l'atmosphère de notables quantités de composés oxygéuén de Taxote. L'ozone se trouve en plus grande quantité dans les campagnes que dans les villes. 11 disparait dans les grandes épidémies, soit que la quantité de miasmes contenus dans l'atmosphère soit trop considérable pour qu'ils soient détruits par l'ozone, soit que la disparition de l'ozone précède l'apparition des miasmes et en permette l'accumulation.

(On considère généralement aigoanl'h ni Tozone comme de l'oxygène condensé dont la formule serait »,0^), c'est-à-dire que la molécule, au lieu de n'être composée que de deux atomes d'oxygène, serait composée de trois atomes, tout en occupant encore deux volumes. Plusieurs raisons militent en faveur de cette opinion : 1* lorsque de l'oxygtMie s'oxoni*<», il y a contraction du gaz ; 2" lonMju'on décompose de l'ozone par la chaleur, la transformation en oxygène ordinaire eat

gi

accompagnée d^une augmentation de volume ; 3» le protoehlorare d'étain étendu absorbe Tozone ; la disparition de deux volumes de gaz correspond dans ce cas à la fixation de 48 parties d'oxygène, c'est-à-dire de trois atomes. On trouve encore une nouvelle preuve à l'appui de cette idée dans la vitesse de diffusion de l'ozone (').

L'antozone de Schœnbein, à qui est due la découverte de Tozone, n'existe pas.]

9* Physiologie. 1** Obioine. — L'oxygène qui se trouve dans le tube digestif y pénètre avec les aliments, qui entraînent mécaniquement avec eux de l'air atmosphérique.

Quant au sang, il s*empare, en circulant dansées capillaires des alvéoles pulmonaires, d'une partie de l'oxygène de l'air que Tinspiration a introduit dans le poumon.

2* État. — De nombreux travaux dus à Fernct, Claude Bernard, Magnus, Meyer, ont établi que l'oxygène n'était pas simplement dissous dans le sang, mais qu'il y était combiné chimiquement.

En effet : a) La quantité d'oxygène al)Sorbée par du sang défibriné et privé d'air est indépendante de la pression, tant que cette pression ne varie pas dans des limites trop étendues. Si l'oxygène était simplement en dissolution dans le sang, cette quantité serait, au contraire, toutes choses égales d'ailleurs, proportionnelle à la pression (*).

Les variations de pression un peu notables amènent des différences sensibles dans les quantités d'oxygène absorbées par le sang. Ces différences s'observent également, même pour de faibles variations de pression, lorsqu'on étend d'eau le sang défibriné. Le phénomène paraît donc tenir à la fois de la dissolution simple et de la combinaison chimique, obéir à la fois aux lois de l'une et de l'autre.

b) Les gaz se dissolvent d'autant plus abondamment dans les liquides, que la température est plus basse. Il suffit de jeter un coup d'œil sur le tableau ci-joint qui donne les coefficients de solubilité de l'oxygène aux différentes tem-

f^) Oo Ukltj en effet, qne la Tltesse de diffaiion des gaz à travers des pa* rois poreuses est en raison inverse de la racine carrée des densités.

L'hydrogène , le pins léger de tous les gaz , se diffuse le plus rapidement.

De la vitesse de diffbsion d'un gaz, on peut donc déduire sa densité. Celle de Tozone est de 1.B58, c*est'>i-dlre les deux tiers de celle de l'air. (Soret.)

O On sait en effet qne les gaz se dissolvent dans l'eau proportionnellement à U pression et en raison inverse de la température.

gl

84 MÉTALLOÏDES DIATOMIQUES.

pératures, pour voir combien cette solubilité diminue rapidement quand la température augmente.

SOLUBILITÉ DS L'OXTOèlTE DANS L'KAU.

Contrairement à ce qui devrait arriver si Toxygène était en simple dissolution dans le sang, ce liquide ûxe le maximum d'oxygène à la température de éO'' à 45°. Au-dessus de cette température, il se passe des phénomènes d'oxydation. •

c) Nous avons vu que l'acide pyrogallique en solution alcaline absorbe facilement l'oxygène. Si donc ce gaz était en simple solution dans le sang, l'acide pyrogallique devrait le lui enlever. U n'en est rien, et l'acide pyrogallique injecté dans le sang d'un animal passe inaltéré dans les urines.

Est-ce le plasma sanguin ou le globule qui jouit de cette propriété de fixer l'oxygène ? Cette question a été résolue par Femet, qui a trouvé que le sang défibriné (mélange de globules et de sérum) absorbait 5 fois plus d'oxygène, à la pression atmosphérique, que le sérum. £t comme la pression de l'oxygène dans l'air n'est que le j de la pression atmosphérique, le sérum sanguin ne dissoudra que le \ de l'oxygène qu'il dissout lorsqu'il est en contact avec une atmosphère d'oxygène pur. Le volume d'oxygène ûxé par les globules est donc près de 25 fois égal au volume qui est dissous dans le sérum.

C'est à cette propriété du globule sanguin que l'homme et les animaux doivent d'absorber, à très-peu près, la même quantité d'oxygène sur le sommet des montagnes et dans les plaines ; qu'un animal placé dans un espace confiné, en absorbe, avant de périr, la presque totalité de l'oxygène.

Quant à l'élément du globule sanguin lui-même qui ûxe l'oxygène, il résulte des expériences de Hoppe-Seyler que cet élément est l'hémoglobine qui, même en dehors de l'organisme, conserve cette propriété. (V. Hémoglobine.)

Enfin, on s'est préoccupé de savoir si l'oxygène se trouve dans le sang à Tétat d'ozone. En effet, la combinaison de l'oxygène avec l'hémoglobine ne peut être comparée aux combinaisons ordinaires ; elle est instable, et le vide suffit pour enlever à la température d'environ 40° tout l'oxygène au sang. Un courant d'oxyde de carbone déplace de même

l'oxygène du globule sanguin. D'autre part, cet oxygène jouît d'un pouvoir oxydant considérable, puisque ces oxydations se passent dans l'organisme à une température où • l'oxygène ordinaire se trouve à peu près inactif. On est donc porté à comparer l'état de l'oxygène dans le globule sanguin, à celui de ce gaz dans l'essence de térébenthine oxygénée, par exemple.

Une expérience intéressante semble confirmer cette manière de voir. Si Ton dépose quelques gouttes de sang sur du papier imprégné de teinture de gaïac, il b9 forme une auréole bleue. Or, on sait que l'ozone bleuit la teinture de gaîac. (V. Ib,, f.) L'essence de térébenthine aérée bleuit également la teinture de gaïac. Cette action ne se produit pas avec l'essence fraîchement distillée ; mais elle a lieu aussitôt qu'on y ajoute quelques globules ou un peu d*hémoglobine.

Toutefois, il importe d'ajoutçr qu'on n a jamais pu extraire d'ozone du sang.

En résumé, V oxygène se trouve en faible proportion à l'état de dtêsolution dans le sang ; la majeure partie de ce gaz est combinée faiblement à V hémoglobine du globule sanguin, peutêtre à Vétat d'ozone.

3* Élimination. — Les globules sanguins transportent J'oxygène absorbé par eux, dans l'intimité des tissus, et là, perdent cet élément qui se porte sur les matières oxydables. Il se passe donc, dans l'intimité des tissus, des phénomènes de combustion, source de la chaleur animale, et Toxygène absorbé disparaît, en même temps qu'il se forme des produits d'oxydation dont les derniers termes (urée, anhydride carbonique et eau) sont destinés à être éliminés. Les diverses substances (graisses, matières albuminoïdes) qui subissent l'oxydation lente dans l'organisme ne sont oxydées que par degrés et non pas brusquement, et l'on trouve dans l'économie et dans les excrétions, une série de produits intermédiaires que nous étudierons plus loin.

Une expérience très-curieuse de SchUtzenberger fait voir cette propriété spéciale qu*ont les cellules vivantes de déterminer le passage par diffusion, au travers des parois des capillaires, de l'oxygène des globules sanguins aux cellules des organes. Si l'on fait circuler du sang artériel rouge dans des canaux en baudruche, plongés dans du sérum tenant en suspension des globules de levure de bière, on constate que ce sang est désoxygéné à la sortie des canaux de baudruche,

86 JtfÉTALLOÏDES DIATOMIQUES.

qu'il est devenu noir comme le sang veineux, et que, comme lui, il jouit de la propriété de redevenir rouge sous l'influence de Toxygène. Le sang reste, au contraire, rouge et oxygéné si les canaux de baudruche sont immergés dans du sérum ne renfermant pas de globules de levure de bière.

11. Action sur l'économie. — Si les animaux et les végétaux ont tous besoin d'oxygène pour vivre, il est pourtant certains organismes inférieurs pour lesquels l'oxygène libre est un violent poison. Ces organismes vivent aux dépens d'oxygène combiné (*).

Quand les animaux vivent dans de l'air comprimé ou dilaté, les phénomènes de la respiration ne changent presque pas, tant que les variations de pression ne dépassent pas 10 ou 15 centimètres de mercure.

Lorsque les diminutions de pression dépassent ces limites, les animaux éprouvent une gcne croissante et périssent lorsque la raréfaction de l'oxygène est telle, que le produit de la proportion centésimale de ce gaz par la pression, exprimée en atmosphères, s'abaisse au-dessous de 3,5, quelle que soit la pression totale. Ainsi, des moineaux périssent rapidement dans l'air atmosphérique à 17 centimètres de pression, alors que la proportion d'oxygène atteint encore 19,6 p. 100, Dans une atmosphère plus riche en oxygène que l'air ordinaire, la pression peut diminuer encore sans inconvénient. Des oiseaux \'ivent sous une pression de 8 centimètres cubes dans de l'oxygène pur. La pression barométrique n'a donc que peu d'influence, et il ne faut considérer que la pression partielle de l'oxygène dans le mélange gazeux.

Lorsque la pression de l'oxygène augmente, les animaux sont pris de convulsions et périssent empoisonnés par l'oxygène. Cet empoisonnement a lieu dès que le produit de la proportion centésimale de l'oxygène par la pression atteint 350. Cela arrive dans l'air comprimé à 17 atmosphères. En ofi*et, 21 X 17 = 357. Et dans une atmosphère d'oxygène pur comprimé à 3,5 atmosphères : 100 X 3,5 = 350 (*).

(I) Pasteur. Comptée rendue de VAcad, des seieneeM, t. LXXIV, p. 680. (^) (Vt intéretiuntu résnltatt «ont dus anx travanx de P. Bert.

COMBINAISONS DE L OXYGENE AVEC L HYDROGENE.

§ 24. — Eau.

H'O Poids moléeulaire : 18.

m» Compositioii. — L*eau, si abondamment répandue sur la surface de la terre, a longtemps été considérée comme un corps simple. De nombreuses expériences ont été faites pour déterminer la composition de l'eau, et de ces expériences on a pu conclure que Teau est un corps composé d'oxygène et d'hydrogène et que ces deux éléments se combinent dans le rapport de 1 vol. d'oxygène pour 2 vol. d'hydrogène en formant de l'eau. Or nous savons que volumes égaux d'oxygène et d hydrogène renferment même nombre d'atomes de ces deux gaz (V. § 4, p. 13). L'eau est donc formée de 2 atomes d'hydrogène et de 1 atome d'oxygène, et comme les poids atomiques de l'hydrogène et de l'oxygène sont 1 et 16, l'eau renferme en poids 2 parties d'hydrogène pour 16 parties d'oxygène. Le rapport de ces deux cléments est donc |.

Cette composition de l'eau a été démontrée par analyse et par synthèse.

1** Analyse. — a) On sait que si l'on fait passer un courant de vapeur d'eau sur du fer porté au rouge dans un tube

de porcelaine, il se dégage de l'hydrogène en même temps qu'il se forme de l'oxyde magnétique de fer. Cette expérience prouve que l'eau est composée d'oxygène et d'hydrogène et a permis à Lavoisier d'établir assez exactement la composi- ^ tion quantitative de ce liquide, f en déterminant la quantité d'eau décomposée et la quantité d'oxyde de fer formée, j^. II. - fAeciro)y.e do l'caa. ^^ Lorsqu'on soumet l'eau

à l'action d'un courant électrique, elle est décomposée en

88 MÉTALLOÏDES DIATOMIQUES.

oxygène qui se dégage an pôle positif, et en hydrogène qui se rend au pôle négatif. Pour faire l'expérience, on introduit dans un Tase dont le fond est traversé par deux fils de platine {fig. 11), de Teau acidulée (l'eau pure s'opposerait au passage du courant). Les deux fils sont recouverts de deux petits tubes gradués et remplis d'eau et mis en communication avec les deux pôles d'une pile. Aussitôt que le courant est établi, il se forme sur les fils de platine des bulles de gaz qui s'élèvent dans les cloches. On constate alors que les deux gaz qui se sont dégagés sont de l'hydrogène et de l'oxygène et que le volume du premier est deux fois plus grand que celui du second.

2° Synthèse. — a) L'hydrogène et l'oxygène se combinent sous l'influence de l'étincelle électrique, pour donner naissance à de l'eau. L'expérience se fait dans un appareil connu sous le nom à^eudiomètre. L'eudîomètre le plus simple consiste en un tube de verre résistant,' gradué et traversé à sa partie supérieure par deux fils de platine, dont les extrémités intérieures sont très-rapprochées l'une 'de l'autre. On remplit cet appareil de mercure, puis on y fait arriver volumes égaux d'hydrogène et d'oxygène et l'on provoque la combinaison en faisant éclater l'étincelle électrique dans l'eudiomètre. On constate alors que l'hydrogène a disparu, qu'il reste de l'oxygène et que pour deux volumes d'hydrogène il y a eu un volume d'oxygène employé pour former de Teau.

h) Le procédé de synthèse de l'eau de Dumas qui a donné les résultats les plus exacts sur la composition de ce corps est fondé sur le fait suivant : L'oxyde de cuivre, qui est indécomposable par la chaleur seule, est réduit au rouge par un courant d'hydrogène. L'oxygène de l'oxyde de cuivre s'unit à l'hydrogène pour former de l'eau et il reste du cuivre métallique :

Cu*0+H* = H»0 + Cu.

L'appareil de Dumas se compose de trois parties. La première est destinée à la préparation et à la purification de l'hydrogène. Ce gaz se dégage dans un ^acon renfermant du zinc et dans lequel on verse, de temps en temps, de l'acide sulfurique étendu, puis traverse une série de tubes en u où il se débarrasse de ses impuretés et se dessèche parfaitement (V. § 9, p. 32). La deuxième partie est destinée

à la formation de l'eau. Elle se compose d'nn ballon en verre peu fusible, à deux tubulures. Ce ballon contient Foxyde de cuivre sec. L'hydrogène entre dans le ballon par Tune des tubulures ; la seconde est en communication avec la troisième partie, destinée à recueillir l'eau formée, qui se compose d'un deuxième ballon plus petit, auquel fait suite une seconde série de tubes en u renfermant, les uns du chlorure de calcium, les autres de la ponce sulfurîque ou de l'anhydride phosphorique. Le dernier tube ne doit pas changer de poids durant toute l'opération. Il sert de té" moin et montre que toute Teau a été absorbée dans les tubes qui précèdent.

L'appareil ainsi disposé est rempli d'hydrogène, puis on chauffe le ballon renfermant l'oxyde de cuivre. 11 se forme de l'eau qui se condense dans le deuxième ballon et les dernières traces d'eau sont retenues par les substances desséchantes contenues dans les tubes en u.

Pour déterminer la composition de l'eau, on pèse le ballon renfermant Toxyde de cuivre avant et après l'opération. La perte de poids indique la quantité d'oxygène qui a été employée à produire de l'eau. On pèse également, avant et après l'opération, le deuxième ballon et les tubes dessiccateurs, et l'augmentation de poids, résultant de la condensation de l'eau, donne le poids de l'eau formée. On connaît donc la quantité d'oxygène qui entre dans la composition d'une quantité également connue d'eau. La quantité d'hydrogène s'obtient alors par simple diflférence.

I». Impuretés et purification. — Les eaux que l'on rencontre dans la nature ne sont jamais pures. L'eau de pluie {eau météorique) est souillée par des traces de sels minéraux, par de l'ammoniaque, de l'acide carbonique enlevés à l'air qu'elle traverse. Les eaux telluriques (on nomme ainsi les eaux qui coulent sur la surface de la terre) sont encore plus impures et ces impuretés varient suivant la nature des terrains que l'eau a traversés .

On reconnaît dans les eaux la présence de Vacide carbonique à l'aide de l'eau de chaux, qui les précipite en blanc (carbonate de calcium).

L'azotate d'argent donne un précipité blanc dans les eaux qui renferment des chlorures, (V. § 12, p. 51.)

La présence des sulfates se décèle par le chlorure de baryum. (V. Sulfates.)

8i l'eau renferme de la chaux, l'oxalate d'ammoniaque y

gl

90 Ml^TALLOÏDES DIATOMIQUES.

détermine un précipité blanc d'oxalate de calcium. (V. Calcium.)

Là' ammoniaque se décèle à Taîde du réactif de Nessler. (V. Ammoniaque.)

Enfin les eaux qui renferment des matières organiques réduisent les sels d'or (*) et décolorent une solution de permanganate de potassium (') lorsqu'elles sont acidulées par un peu d'acide sulfurique.

Pour avoir de Teau parfaitement pure, il faut soumettre les eaux naturelles à la distillation, en ayant soin : 1** de rejeter les premières parties qui se condensent et qui renferment souvent de Tacide carbonique ou de Tammoniaque ; 2° d'ajouter à l'eau que Ton distille de la chaux pour retenir un peu d'acide cblorhydrique, qui se forme souvent vers la fin de l'opération par la décomposition du chlorure de magnésium, en présence de l'eau (V. § 12, p. 51); 3° d'arrêter la distillation lorsque les trois quarts environ de l'eau soumise à la distillation se sont condensés dans le récipient.

h* eau distillée doit ne laisser aucun résidu lorsqu'on l'évaporé sur une lame de platine, et n'agir sur aucun des réactifs cités plus haut.

c. Propriétés. 1° Physiques. — a) L'eau est, à la température ordinaire, un liquide incolore lorsqu'on le voit en petite quantité, inodore, insipide. Sous une grande épaisseur, Teau est d'un beau bleu. La teinte verte de l'eau des rivières tient à des substances étrangères tenues en suspension.

b) La densité de l'eau offre un maximum à la température de 4° et ce maximum de densité est choisi comme unité, à laquelle on rapporte la densité des autres corps solides et liquides. L'eau occupe , en effet , pour un même poids, le plus petit volume possible à 4**. Elle présente ce phénomène remarquable de subir une contraction régulière lorsqu'on abaisse sa température et cela jusqu'à 4°, mais de se dilater si l'abaissement de température descend au-dessous. C'est là une anomalie, les corps se contractant d'autant plus qu'ils sont soumis à un abaissement plus grand de température. La dilatation de Feau refroidie au-dessous de 4* est lente d'abord.

c) A 0**, l'eau se solidifie et se transforme en glace en se

(I) Corps rédnetlblet.

dOatant brusquement. La densité de Teau étant 1, celle de la glace n'est que 0,94. Aussi la glace reste-t-elle à la surface supérieure des fleuves et des rivières pendant les froids de l'hiver. Elle s'oppose dès lors au refroidissement des couches inférieures, la température de celles-ci ne descend guère au-dessous de 4*. L'écoulement des eaux peut donc continuer sous la couche de glace et les animaux aquatiques peuvent continuer à vivre , car ils supportent facilement cette température. La dilatation de la glace se fait avec une telle énergie, que lorsqu'on soumet au froid des vases fermés et remplis d'eau, ils sont infailliblement brisés. Les bombes les plus épaisses ne résistent pas à cette expansion.

Lorsque l'eau est purgée d'air et soustraite à l'agitation, sa température peut descendre jusqu'à — 10* sans que la congélation ait lieu. Ce phénomène est connu sous le nom de êurfusion. Le plus léger ébranlement détermine alors la prise en masse et le thermomètre plongé dans le liquide indique que la température est en même temps remontée à 0^

La glace fond toujours à 0°, et d'après les lois connues de la fusion des corps, la température ne change pas pendant tout le temps de cette fusion. Aussi a-t-on choisi le point de fusion de la glace comme un des points fixes de l'échelle thermométrique. C'est le point 0® des thermomètres centigrade et Réaumur.

La chaleur latente de fusion de la glace est égale à 79 calories ; c'est-à-dire que, pour transformer 1 kilogr. de glace à 0* en eau également à 0^, il faut une quantité de chaleur qui suflirait pour élever 1 kilogr. d'eau de 0° à 79°. C'est parce que la glace absorbe ainsi la chaleur pour passer de l'état solide à l'état liquide, que la température reste constante pendant toute la durée de la fusion, quelle que soit rélévation de température du milieu ambiant.

La glace est formée par un enchevêtrement de cristaux qui sont des prismes à 6 pans. La congélation est une véritable cristallisation. La neige se présente souvent sous forme d'étoiles à 6 rayons fort belles.

La présence de sels en dissolution dans l'eau retarde la congélation de ce liquide, et lorsqu'elle a lieu, l'eau cristallise en se débarrassant des seb qui restent dans les eaux mères. Aussi les eaux provenant de la fusion de la neige ou de la glace sont-elles très-peu chargées en sels.

d) L'eau entre en ébullition à 100° à la pression de 760 millim. La chaleur latente de vaporisation de l'eau est de

92 mp!:talloïdes diatomiques.

537 calorios, c'est-à-dire que pour convertir 1 kilogr. d'eau à 100" en vapeur à la même température, il faut une quantit(5 de chaleur qui suffirait pour élever 537 kilogr. d'eau de 0 à 1** ('). Pendant tout le temps que dure Tébullition, la température du liquide reste la même , quelle que soit la température à laquelle ce liquide es^t soumis. C'est là une des lois de l'ébullition des liquides ; toute la chaleur empruntée au milieu ambiant étant employée par le corps à changer d'état. Aussi a-t-on choisi la température à laquelle a lieu l'ébullition de l'eau pour second point ûxe des échelles thermométriques. C'est le point 100 du thermomètre centigrade.

L'ébullition d'un liquide a lieu lorsque la force élastique de la vapeur égale la pression atmosphérique. Aussi la température à laquelle a lieu l'ébullition de l'eau augmente ou diminue avec la pression. A 2 atmosphères de pression, l'eau n'entre en ébullition qu'à 120° ; dans le vide, l'ébullition a lieu à 20o

Lorsque l'eau tient des sels en dissolution, la température à laquelle a lieu l'ébullition s'élève considérablement. Une dissolution saturée do chlorure de calcium ne bout qu'à 179* environ.

Quoique l'eau n'entre en ébullition qu'à 100°, elle émet des vapeurs à toutes les températures. La glace elle-même se vaporise sensiblement.

c) De tous les liquides, l'eau est celui qui possède la chaleur spécifique la plus considérable. On a choisi cette chaleur spécifique pour unité (calorie). Il faut donc pour élever ou abaisser la température de l'eau une grande quantité de chaleur. Aussi les grandes masses d'eau serventelles de régulateur très-puissant des températures d'une contrée.

/) L'eau est le dissolvant par excellence (*). La plupart des sels, un grand nombre de liquides, tous les gaz sont plus ou moins solubles dans l'eau. Lorsqu'un corps solide se dissout dans l'eau, il passe lui-môme à l'état liquide et le passage d'un coqis de l'étnt solide à l'état liquide est accompagné d'une absorption de chaleur. Nous avons vu que 1 ki-

(<) On appelle calorie la quantité de chalonr qn'il faut pour élever 1 kilogr. d'eau de 0 à 1 de^é.

(^) L'ean no dissont pas les corps gras et en général les substances richea en hydrogène et en charbon.

logr. de glace en passant à lY'tat liquide absorbait 79 calories. Aiuisî, en général, la dissolution d'un corps solide dans Teau est-elle accompagnée d'un abaissement de température. Certains sels, notamment l'azotate d'ammonium, déterminent en se dissolvant dans l'eau un abaissement considérable de température. Le froid produit est plus intense encore lorsqu'on mélange ces sels avec de la glace pulvérisée ou de la neige. Tous ces mélanges sont connus sous le nom de mé^ langes réfrigérants. Les plus fréquemment employés sont : l'azotate d^ammonium et Teau et le mélange de neige et de sel marin. Ce dernier produit un abaissement de température qui peut aller jusqu'à — 17°.

Souvent le corps que l'on veut dissoudre dans l'eau exerce une action chimique sur ce liquide. Dans ce cas, il se fait une élévation de température qui compense le refroidissement produit par le passage du corps de l'état solide à l'état liquide. Souvent même cette élévation de température est très-considérable et la dissolution est accompagnée d'un dégagement de chaleur.

Les lois de la dissolution des corps solides et liquides sont encore mal connues. Ces lois sont les suivantes :

1** La quantité dun corps que Veau j)eut dissoudre ett presque toujours limitée. Elle est toujours la même à la même température,

2" Un liquide saturé d'un corps peut en dissoudre un autre.

3** En général la solubilité des corps augmente avec la température.

Cette dernière loi subit des exceptions relativement nombreuses. Le chlorure de sodium, par exemple, se dissout dauB l'eau, à peu de chose près, dans la mOme proportion, quelle que soit la température. La solubilité du sulfate do sodium dans l'eau va en augmentant jusqu'à -f- 33" ; elle diminue à mesure que la température s'élève au-dessus de 33«. Le sulfate de sodium présente donc son maximum de solubilité à 33**. La chaux, le citrate et le bu ty rate de baryum sont beaucoup moins solublos à chaud qu'à froid et les solutions saturées de ces corps se troublent par l'ébullition. Lorsqu'un gaz se dissout dans l'eau, il passe de l'état gazeux à l'état liquide et abandonne alors toute la chaleur que le liquide absorbe pour passer à l'état gazeux. La dissolution d'un gaz dans Teau est donc acconïpagnée d'un dégagement de chaleur.

gl

94 MÉTALLOÏDES DLVTOMIQUES.

Les gaz se dissolvent dans Veau proportionnellement à lapression et en raison inverse de la température. L'abaissement de la température de Teau favorise donc la dissolntion des gaz. C'est l'inverse de ce qui a lieu pour la dissolution des solides.

Enfin, Veau en contact d'une atmosphère formée de plusieurs gaz, dissout chacun d^eux comme s^U était seul avec la pression quHl possède dans le mélange.

2® CHiMiauEs. — L'eau est décomposée sous l'influence de l'électricité en hydrogène et en oxygène. (V. p. 87.) La même décomposition a lieu sous l'influence de la chaleur. Vers 1200% l'eau se dissocie, comme l'a démontré Deville, se scinde en hydrogène et en oxygène.

Un grand nombre de corps simples décomposent Teau. Les uns (chlore , brome) s'emparent de l'hydrogène et mettent l'oxygène en liberté.

Les autres (charbon) s'emparent de l'oxygène et mettent l'hydrogène en liberté.

2H*0 -h C = CO* + 2H*

Eau. Carbone. Anhydride Hydrogène,

carbonique.

La décomposition de l'eau sous l'influence du charbon a lieu lorsqu'on fait passer un courant de vapeur d'eau sur du charbon chauffé au rouge. L'anhydride carbonique se trouvant en présence d'un excès de charbon , il se produit par une réaction secondaire de l'oxyde de carbone. (V. Oxyde de carbone,)

La plupart des métaux décomposent ainsi' l'eau. Les uns opèrent cette décomposition déjà à froid (potassium, sodium) ; d'autres à 100° ou à une température plus élevée encore. Un petit nombre seulement de métaux ne décomposent pas l'eau . (V. Métai^,)

Les anhydrides acides et les anhydrides basiques décomposent également l'eau, mais en fixant tous ses éléments.

q/O-OH

Anhydride Eau.

anlfuriqne.

~^cide •nifurique.

BaO -h H«0

= BaO^H»

Oxyde Eau.

de baryum.

Hydrate de baryum.

Dgl

On le voit, les oxydes acides et les oxydes basiques donnent, en fixant de Tcau, des acides et des hydrates basiques.

Enfin, il existe des composés où la molécule d'eau existe réellement à l'état d'eau. Certaines molécules saturées peuvent s'unir à d'autres molécules également saturées. Kékulé appelle ces combinaisons combinaisons moléculaires, pour les distinguer des combinaisons atomiques formées par la réunion des atomes. Nous avons déjà vu que certains chlorures s'unissaient entre eux. Le chlorure de platine, par exemple, s'unit au chlorure de potassium et forme une combinaison (Pt Cl* -f- 2 KCl) qui peut être considérée comme formée par Tunion de deux molécules saturées et distinctes. Les lois des combinaisons moléculaires ne sont pas encore connues. Elles diffèrent certainement des lois des combinaisons atomiques.

Un grand nombre de sels forment ainsi avec l'eau des combinabons moléculaires qui cristallisent parfaitement. Le sulfate de calcium cristallise avec deux molécules d'eau, le sulfate de sodium avec dix, le sulfate de cuivre avec cinq, le sulfite de magnésium avec sept molécules d'eau. L'eau ainsi unie à une molécule, détermine souvent la forme cristalline du composé. On la désigne sous le nom d'eau de cristallisation.

Cette eau est retenue par les molécules auxquelles elle s'ajoute avec une énergie différente.

Le sulfate de cuivre cristallisé reste inaltéré à l'air dans les circonstances ordinaires ; il perd en partie son eau de cristallisation dans une atmosphère complètement desséchée. Le carbonate de sodium qui cristallise avec dix molécules d'eau, en perd cinq dans une atmosphère moyennement sèche en tombant en poudre. Les sels qui perdent facilement partie ou totalité de leur eau de cristallisation à la température ordinaire et par simple exposition à l'air, sont dits efflorrscents.

D'autres sels reprennent leur eau de cristallisation très-facilement. Le plâtre sec, par exemple, en contact avec de l'eau, s'empare de deux molécule» de ce corps et produit une masse solide de sulfate de calcium hydraté. Beaucoup de sels absorbent l'humidité de l'air en quantité indéterminée et s'y dissolvent. Ils sont dits déliquescents, Ex. : carbonate de potassium, chlorure de calcium, acide sulfurique, potasse.

d* Eaux potables et médicinales* — On a divisé les eaux

96 MÉTALLOÏDES DIATOMIQUES.

telluriqucs en eaux potables et en eaux non potables, suivant qu'elles sont ou non propres à la boisson.

Parmi les premières il faut ranger les eaux de pluie, les eaux de rivières, les eaux de sources et les eaux de puits; les secondes comprennent les eaux de mer et les eaux minérales.

a) Les expériences de Cbossat et celles de Boussingault ont démontré que les substances salines contenues dans Teau sont absorbées et assimilées. £n nourrissant un jeune animal avec des aliments dans lesquels la chaux a été soigneusement dosée, on constate que la quantité de chaux fixée dans le squelette de Tanimal dépasse dans de fortes proportions celle qui a été fournie par les aliments. L'excédant de chaux fixée par l'animal n'a pu lui être fourni que par l'eau.

Du reste, on sait que les habitants de certaines montagnes qui boivent de l'eau provenant de la fonte des neiges et par conséquent peu riche en sels, sont souvent frappés d'arrêt de développement ou atteints de certaines maladies endémiques.

Les eaux potables doivent renfermer les éléments minéraux qui entrent dans la composition des liquides de l'économie et que les aliments ne renferment pas en quantité suflSsante. Les substances inutiles à l'économie sont souvent nuisibles à la santé lorsqu'elles sont contenues dans les eaux qui servent à la boisson.

Les sels que doivent renfermer les eaux potables sont : les bicarbonates de calcium et de magnésium, des fluorures en petite quantité, des chlorures et un peu de silice. Les sulfates sont inutiles, souvent même nuisibles. Les eaux recherchées comme eaux potables renferment les sels que nous venons d'indiquer.

Les caractères d'une bonne eau sont (d'après V Annuaire des eaux de France) les suivants :

1** L'eau doit être fraîche, limpide, sans odeur.

La température de l'eau doit être de 8° à 15**. Une eau qui est trouble ou qui possède une odeur désagréable contient, eu général, dos matières organiques en suspension ou en ijutrcfaction et doit être rejetée. La quantité de matières organiques dans une eau ne doit pas dépasser la proportion de 1 milligramme par litre. Les matières anormales en décomposition et les êtres organisés, visibles au microscope, sont surtout dangereux pour la santé.

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2* La saveur doit être faible, ni fade, ni salée, ni doueeâire.

L'eau distillée et les eaux qui renferment peu de sels sont f&des et désagréables au goût.

3** Elle doit renfermer de l'air en dissolution. Les eaux qui ne renferment pas de gaz en dissolution sont fades et indigestes. Une eau doit renfermer de 30 à 80 centimètres cubes de gaz par litre. Les gaz en dissolution dans Teau n'ont pas la composition de Tair atmosphérique. Ds sont plus riches en acide carbonique (8-10 p. 100) qui possède un coefficient de solubilité plus élevé que ceux de Tazote et de l'oxygène.

On constate la I présence de gaz i en dissolution dans ! Teau, en chauffant I un ballon plein I d'eau et fermé par ] un bouchon que „. . , « * ., j j ,, n^ traverse un tube à

Fta. 12. — Extraction dei gaz de l'eau ('). , . ^ .

dégagement également plein d'eau. On recueille sur la cuve à mercure les gaz qui se dégagent au fur et à mesure que la température de l'eau s'élève. Le dispositif indiqué dans la figure 12 permet de recueillir plus facilement les gaz de l'eau (Blondiot). n faut faire bouillir le liquide pendant quelques instants pour qu'il ne reste plus de gaz en dissolution dans l'eau.

4" È2le doit dissoudre le. savon sans former de grumeaux et bien cuire les légumes.

Nous avons vu qu'une bonne eau potable devait renfermer des sels. La quantité des matières saUnes peut varier

(*) a, épronvette ponr recnelllir les gaz ; b, tronc de cône en bois. L'oQTertare inférieure eut fermée par nn bonchon qni donne passage au tube e. Otni-ci met le ballon en communication ' avec l'éprouvette et livre passage aaxgaz.

de 0(^,15 à 0^,50 par litre. Mais une eau trop riche en substances salines devient indigeste et impropre aux usages domestiques. Les eaux qui renferment trop de sels calcaires dissolvent mal le savon. Le savon en efifet est un mélange de plusieurs sels de sodium à acides organiques (palmitique, stéarique, etc.), et les sels de calcium de ces acides sont insolubles. (V. Savons,) On comprend donc pourquoi une eau riche en sels calcaires forme des grumeaux lorsqu'on veut y dissoudre du savon. Ces eaux cuisent aussi mal les légumes, la chaux se combinant avec la légumine des haricots ou autres légumes secs et ce composé calcaire ne se ramollissant pas par la cuisson.

Les eaux où dominent les carbonates calcaires sont dites lourdes ou crues; elles sont dites salées, si ce sont les chlorures qui sont en excès ; séléniteuses, si c'est le sulfate de calcium.

Certaines eaux riches en anhydride carbonique dissolvent en traversant des terrains calcaires des quantités considérables de carbonate de calcium. Ce sel, insoluble dans Teau, est soluble dans une dissolution aqueuse d'anhydride carbonique. Des eaux tenant ainsi en dissolution, à la faveur de Tanhydride carbonique, de notables proportions de carbonate de calcium, se troublent par Tébullition qui chasse l'acide carbonique. Ce gaz se dégage aussi à l'air libre et alors le carbonate de chaux se dépose sur les objets plongés dans l'eau ; d'où le nom d'incrustantes donné à ces eaux. Lorsque ces eaux filtrent à travers la paroi supérieure d'une voûte, elles y déposent leur carbonate de calcium. Le phénomène continuant pendant de longues périodes d'années, il se forme, à la partie supérieure des grottes, des masses de carbonate de calcium, qui affectent la forme de pyramides et portent le nom de stalactites. Une partie de l'eau tombant sur le sol y produit des masses analogues, les stalagmites. Il arrive fréquemment que les stalactites et les stalagmites finissent par se réunir et forment ainsi, dans les grottes, de véritables colonnes de carbonate de calcium.

b) Les eaux très-riches en matériaux minéraux, eaux minérales, constituent un ordre important de médicaments.

On a divisé les eaux minérales en sept classes.

1" Eaux acidulées. L'acide carbonique y prédomine. Elles font effervescence à l'air et renferment encore des chlorures alcalins, des carbonates alcalins. Quelquefob elles renferment aussi du fer ; elles rentrent alors dans la classe des