Applications spéciales

i. État naturel.

L'oxygène est généralement répandu partout dans la nature; mélangé* aTec l'azote dans des rapports peu variables, de 21 à 79 en volume, ces deux gaz constituent presque la totalité de Tair atmosphérique ; uni à^ rhydrogène, il forme l'eau ; combiné aux métalloïdes, il constitue plusieurs acides; uni aux divers métaux, il fait partie d'autres acides, des oxydes, des bases alcalines et terreuses, et, par conséquent, des substances minérales que l'on trouve dans tous les terrains ; enfin l'oxygène* est un des éléments constitutifs de tous les êtres organisés, végétaux eL animaux.

%. IIUitori<|ve.

La découverte de l'oxygène remonte à 1774; elle est due à Pjriestley.. îiommé d'dibord air déphlogis tiqué, air vital, etc., il reçut de Lavoisier une détermination précise et, lors de la formation de la nomenclature chimique, le nom d'oxygène, parce qu'on supposait, à tort cependant, que seul il avait la propriété d'engendrer des acides en secombinant k d'autres corps (*).

s. Propiiétéa*

Lavoisier, après une étude exacte et approfondie, fit connaître au^ monde savant les propriétés principales de l'oxygène, le rôle immense qu'il joue dans la combustion, dans la formation de l'eau et dans l'acte'

(*) D*après M. Hoefer, dès le quinzième siècle, £ck, de Sulzbacb, avait expérimentalement: clablî que les métaux augmentent de poids par une longue calcination, que cette augmentation Tenait de ce qu'un esprit s*unit au métal : car le cinabre artificiel (oxyde rouge de mercoie) êounàê à la distillation dégage un esprit.

En 1630, Jean Rey démontrait que les accroissements de poids de l'étain et du plomb par la. ealcinalion étaient dus à Tair, et il prouvait expérimentalement, en outre, que l'air est pesant. Biyeo, contemporain de Lavoisier, en opérant sur l'étain, arriva aux mômes conclusions qucr Jean Rey.

de la respiration, le sépara de Tazote, démontra les caractères tout différents des deux gaz contenus dans Tair atmosphérique (*).

L'oxygène, à Tétat libre, est incolore, invisible, sans odeur, gazéiforme sous toutes les pressions et à toutes les températures dont les chimistes ont pu disposer. Il n'a pu être liquéfié, notamment sous la pression de 40 atmosphères et à la température de — H0°. Sa densité, d'après MM. Dumas et Boussingault, est de 1105,7, et 1105,63 suivant M. Rcgnault, Tair à volume é^al, dans les mêmes conditions, pesant 1000; à 0*, sous la pression de 0",76 de mercure, 1 litre d'oxygène pèse 1,10563 X 1,2932 (poids de 1 lit. d'air) divisé par 1000 = 1,4298 ; à la température ordinaire, l'eau en dissout seulement 3,73 pour 100 de son volume ; il réfracte moins la lumière que tous les autres gaz.

Les nombreuses combustions qu'il peut accomplir le caractérisent : on signale sans peine sa présence dans une cloche en verre qu'il remplit, en y plongeant une allumette qu'on vient d'éteindre et dont le bout charbonné est à peine rouge : il la rallume aussitôt et la fait brûler très-vivement (**). Dans des conditions semblables le soufre, le phosphore, le charbon binîlent avec une vivacité beaucoup plus grande que dans l'air atmosphérique (***) ; un bout de fil de fer ou bien un mince ressort de montre portant à son extrémité un petit morceau de charbon incandescent, plongé dans un flacon plein de gaz oxygène, s'allume et brûle en projetant des étincelles formées par les globules métalliques en partie oxydés, qui scintillent en traversant le gaz. Le magnésium dans ces conditions produit une lumière éblouissante.

L'oxygène forme des mélanges détonants avec les gaz et les vapeurs combustibles.

Beaucoup de substances peuvent s'unir à froid à l'oxygène : ainsi le bioxyde d'azote donne immédiatement de l'acide hypoazotique ; l'indigo blanc donne l'indigo bleu insoluble dans l'eau et qui se précipite; le chlorure cuivreux ammoniacal donne très-rapidement un produit bleu en s'oxydant; Thydrosulfite de soude de M. Schutzenberger, enfin, s'empare de l'oxygène libre, ou dissous dans l'eau, etc.

Une foule de combustions lentes ont lieu sous Tinfluence de l'oxygène : c'est ainsi que, dans l'air humide, plusieurs sulfures se convertissent en sulfates par une combustion graduelle du soufre et du métal

(*) CEuvres de ÎMVoisier, réunies par M. Dumas et publiée en 1861, 186i et 1865, par les soins du minislre de l'instruclion publique.

(**) Le composé d'oxygène et d'azote, appelé protoxyde d'azote, produit un phénomène analogue, mais avec bien moins d'énergie ; on peut d'ailleurs distinguer Toxygcne à ce qu*il est absorbé par une solution d'acide pyrogalliquc dans la potasse.

(***) On introduit, par exemple, dans un flacon de deux ou trois litres l'un de ces corps que Ton vient d'allumer sur une petite capsule en poterie, et qui est soutenue par une tige coudée, adaptée au bouchon ; la combustion s'active aussitôt en répandant un grand édat lumineux.

qui les forment ; que diverses substances et débris organiques se désagrègent, fermentent, pourrissent : leur carbone brûlé constitue de l'acide carbonique, leur hydrogène s*unit à Toxygène et forme de Teau ; souvent alors des réactions plus complexes, dans lesquelles interviennent, outre Toxygène, Thydrogène et le carbone, Tazote et le soufre, donnent lieu à la formation non-seulement de l'eau et de Tacide carbonique, mais encore de l'alcool, des acides acétique, lactique, de l'hydrogène carboné, de l'ammoniaque, de l'acide sulfhydrique, etc., etc.

L'oxydation directe des matières organiques est favorisée par la lumière et principalement par les rayons les plus réfrangibles. Dans nombre de cas, on provoque l'oxydation au moyen de la mousse ou du noir de platine; ainsi ces substances imprégnées d'alcool ordinaire en déterminent rapidement l'oxydation en donnant de l'acide acétique.

Le plus souvent les oxydations ne s'effectuent pas avec l'oxygène à l'état libre, mais avec des mélanges susceptibles d'en dégager, tels que l'acide sulfurique et le peroxyde de manganèse ou bien le bichromate de potasse et l'acide sulfurique. On tire très-souvent un très-grand parti de ce mode d'oxydation en chimie organique.