SULFURES MÉTALLIQUES

De« bromures et lodiires métallliiQ€s«i*

§ 283. Les bromures et iodures métalliques se préparent comme les chlorures correspondants. Les corps métalloïdes exercent sur ces composés des réactions analogues à celles qu'ils exercent sur les chlorures.

Des emlftarefl métalliques.

§ 284. Nous avons vu {% 261 ) que tous les métaux peuvent se combiner avec le soufre lorsqu'on les fond avec ce métalloïde , ou mieux, quand on les chauffe à une haute température, au milieu de la vapeur de soufre. On peut obtenir également un grand nombre de sulfures métalliques, en chauffant les oxydes avec du soufre, ou en calcinant , dans un creuset brasqué , un mélange d'oxyde métallique , de carbonate de potasse ou de soude, et de soufre. Le carbonate alcalin se change alors en polysulfure, qui transforme luimême l'oxyde métallique en sulfure, tandis que l'oxygène se dégage à l'état d'oxyde de carbone. Si le métal peut former un sulfure électronégatif, comme cela arrive pour les métaux de la quatrième section , ce sulfure se combine avec une portion du sulfure alcalin qui est passée à l'état de monosulfuro, et il se forme un sulfosel, dans lequel le monosulfure alcalin joue le rôle de base.

On peut préparer aussi un grand nombre de sulfures métalliques en faisant passer un courant d'hydrogène sulfuré à travers la dissolution des sels métalliques. On obtient ainsi des sulfures insolubles avec les métaux de la cinquième et de la sixième section.

On prépare encore par voie humide les sulfures des métaux de la troisième section, en versant une dissolution de sulfure alcalin dans les dissolutions salines des métaux. Ainsi, avec le sulfate de protoxyde de fer et le monosulfure de potassium , on a la réaction sui-

V3nffi *

FeO.SO=^ + KS^KO.SO'^ + FeS.

Si Ton verse un excès de sulfure alcalin dans la dissolution d'un sel formé par un métal de la quatrième section, il èe forme, dans le premier moment , un précipité de sulfure métallique; mais ce sulfure se dissout, ensuite, dans l'excès de sulfure alcalin, on produisant un sulfosel , dans lequel il joue le rôle d'acide.

Les sulfures des métaux de la troisième et de la cinquième section ont un éclat métallique très-prononcé.

Les sulfures métalliques résistent très-bien à l'action de la cha leur ; il n'y a que certains sulfures de la sixième section qui se décomposent à une température très-élevée.

ACTION DES œRPS MÉTALLOÏDES. 259

Action des corps métalloïdes sur les sulfures métalliques,

$ 285. Action de Voxygéne.. — L*oxygèno agit énergiquement sur tousles sulfures métalliques, à une température plus ou moins élcvëe.

Les sulfures des métaux de la première section, chauffés au contact de Toxygène , se changent en sulfates. Le métal et le soufre se combinent tous les deux avec l'oxygène, et les produits de la combustion rostent combinés. Le sulfure de magnésium, qui appartient à la seconde section , présente une réaction semblable.

Les sulfures de la troisième et de la cinquième section, et le sulfure de manganèse qui appartient à la* seconde , sont décomposés par Toxygène ; mais les produits de la décomposition sont différents suivant la température. Lorsque celle-ci est très-élevée, il se dégage de l'acide sulfureux et le métal reste à l'état d'oxyde. A une température plus basse , au rouge sombre, par exemple , il se forme toujours une certaine quantité de sulfate; de sorte que l'on obtient un mélange d'oxyde et de sulfate.

Les sulfures des métaux de la quatrième section sont changés en oxydes, et le soufre se dégage à l'état d'acide sulfureux.

Enfin, les sulfures des métaux de la sixième section, chauffés dans un courant d'oxygène , sont réduits à l'état métallique, et le soufre se dégage à l'état d'acide sulfureux.

L'oxygène peut également agir à froid sur la plupart dos sulfures , principalement sous l'influence de l'eau; un grand nombre d'entre eux se changent alors , finalement, en sulfates.

g 286. Je donne le nom de sel à toute combinaison de deux compcsos binaires, dont l'un joue le rôle d'élément électropositif ou de base , et l'autre celui d'élément électroncgatif ou d'acide.

Les bases, ou composés binaires électropositifs, résultent toujours de la combinaison d'un métal avec un métalloïde. Ainsi, le protoxyde et le protosulfure do potassium sont des bases. Les acides, ou composés binaires électronégatifs, sont, le plus souvent, des combinaisons de deux métalloïdes, comme les acides sulfurique, azotique, phosphorique, etc., etc., les acides sulfocarbonique et sulfarsénieux. Mais, quelquefois aussi, ils résultent de la combinaison d'un métal avec un-métalloïde, comme les acides chrômique , manganique, stannique, etc., etc., les sulfures d'antimoine et d'étain.

Le plus grand nombre des bases cx)nnues sont des composés d'un métal avec l'oxygène; la plupart des acides connus sont des combi-

insupportable; les sels d*alumine sont sucrés et astringents , etc., etc. Il arrive , cependant , souvent , que la saveur du sel est fortement influencée par la nature de Tacide , comme dans les sulfites , les sels formés par les acides métalliques, les sulfosels, etc., etc.

§ 30:2. Beaucoup de sels peuvent être obtenus, soit à l'état anhydre, soit en combinaison avec une certaine quantité d'eau. Un grand nombre de sels solubles, en se déposant de leurs dissolutions, retiennent de Teau en combinaison ; cette eau est appelée eau de cristallisation. La quantité d'eau de cristallisation que prend un même sel , lorsqu'il cristallise à la même température dans une dissolution identique , est toujours la même , elle présente un rapport simple en équivalent avec les équivalents de l'acide et do la base qufentrent dans la constitution du sel. Ainsi , Veau de cristallisation des sels suit la loi des combinaisons à 2)roportions définies, que nous avons observée dans toutes les autres combinaisons chimiques.

$ 303. Un même sel se combine , souvent, avec des quantités d'eau très-différentes, quand il se dépose d'une même dissolution , mais à des températures différentes. Ainsi , le sulfate de soude prend 40 équivalents d'eau, lorsqu'il cristallise dans une dissolution aqueuse , à une température ihférieure à 33® ; tandis qu'il se dépose à l'état anhydre, si la température de la liqueur est supérieure à 33®. Le sulfate de protoxyde de manganèse, cristallisé dans une dissolution aqueuse, à une température inférieure à + 6®, a pour formule MnÔ.S0*+7H0. Le môme sel, cristallisé entre + 6® et +20*, a pour formule MnO.SO'-}-6HO. Enfin, lorsqu'il cristallise entre +20® et -[-30®, il ne prend plus que 4 équivalents d'eau, et sa formule est MnO.SO'-f 4H0. Dans ces différents étals d'hydratation , les cristaux de sulfate de manganèse présentent des formes cristal- Unes très-différentes et incompatibles; ce qui montre que l'eau de cristallisation influe sur la forme cristalline de la même manière que les autres éléments du sel. Le sulfate de manganèse Mn0.S0*-f-7HO perd promptement sa transparence, à une température de-j- 10** ; il se désagrège par efflorescence et tombe en poussière. Au bout de quelque temps, la matière ne renferme plus que 6 équivalents d'eau. Ainsi, le sel, môme à l'état solide, a pris la composition qui lui convient à cette température , et avec laquelle il se serait déposé s'il avait cristallisé dans une dissolution qui fût à la température de -f- i 0®. De même , le sulfate MnO.SO' -f 6H0, exposé pendant longtemps à une . température de + 30®, se désagrège , abandonne 2 équivalents d'eau, et prend la composition MnO.SO*-|-4HO. Si l'on chauffe ce dernier sel à une température de 400® environ , il perd encore 3 équivalents d'eau ; mais il retient le dernier équiva-

lent, qu'on ne parvient à lui enlever qu'en le chauffant à une température supérieure à 250^^. Ainsi , le môme sulfate de manganèse a été obtenu jusqu*ici avec les compositions suivantes :

MnO.SO' sulfate anhydre , sel cristallisé chauffé à 300®,

MnO.S0'+ HO sulfate cristallisé, chauffé à 420*, MnO.SO*-f-4HO sulfata qui a cristallisé entre + 20* et + 30®, MnO.SlV + ^HO sulfate cristallisé entre + 6* et + 20*, MnO.SO^ + ™0 sulfate cristallisé au-dessous de + 6*.

§ 304. Les sels hydratés . sont donc susceptibles d'abandonner successivement leur eau de cristallisation , à des températures de plus en plus élevées. Il est naturel de penser que Teau qui se dégage à la plus faible température, est retenue dans la combinaison par une affinité plus faible que celle qui résiste. On conçoit diaprés cela , qu'if y a un grand intérêt à étudier avec soin ces déshydratations successives des divers sols, afin d'attribuer à chaque portion d'eau le rôle qui lui appartient véritablement. Il y a plus, un sel hydraté ne peut pas toujours perdre son eau sans se modifier d'une manière complète dans sa constitution et dans l'ensemble do ses propriétés chimiques. Ainsi, le phosphate de soude ordinaire, cristallisé à une basse température, a pour formule : 2NaO.PhO*+27HO. Ce sel est eHlorescent à l'air, il perd alors une partie de son eau. Si on le fait cristalliser à 30* environ , il cristallise avec moins d'eau ; les cristaux , qui ne sont plus efïlorescents à l'air, présentent la formule 2NaO. PhO"+17HO. Si on chauffe le même sel à une température d'environ i 50*, on obtient un phosphate 2NaO. PhO*+HO, qui ne renferme plus que 1 équivalent d'eau. Mais, si l'on redissout ces divers sels hydratés dans l'eau , et si on les fait cristalliser de nouveau à une basse température , il se dépose le même sel primitif 2NaO. PbO^''-{-27HO. Ainsi, les déshydratations successives que l'on a fait subir au sel ne l'ont pas modifié assez , pour que, mis en présence de l'eau , il ne reprenne pas sa constitution primitive. Mais , si l'on chauffe le phosphate de soude jusqu'au rouge sombre, il perd son dernier équivalent d'eau , et sa constitution se trouve alors complètement changée; car, en le dissolvant dans l'eau et le faisant cristalliser, on n'obtient plus les phosphates ordinaires hydratés, mais des sels complètement différents par leurs formes, et par leurs réactions chimiques. Le dernier équivalent d'eau joue donc dans ce sel un rôle beaucoup plus important que les autres, puisqu'on ne peut pas le chasser, sans changer complètement la nature du sel. Nous dirons que cet équivalent d'eau est de Veau de constitution ^ tandis que toustles autres sont de l'eau de cristallisation.

§ 305. Un grand nombre de sels perdent une partie de leur eau de cristallisation quand on les expose à l'air à la température ordi* naire, si cet air n'est pas saturé d'humidité. Ils la perdent plus facilement, quand Tair est complètement sec. On peut, souvent, amener très-loin la déshydratation d'un sel , en l'exposant dans le vide, sous une cloche, à côté d'une capsule renfermant de l'acide sulftirique concentré. Si Ton veut déterminer rigoureusement la quantité d'eau que le sel perd dans cette circonstance, on pèse dans une petite capsule une certaine quantité du sel réduit en poudre fine, et on place la capsule sous le récipient de la machine pneumatique, au-d^sus d'une large capsule renfermant de l'acide sulfurique concentriâ. Après vingt-quatre heures de séjour dans le vide, la capsule est pesée de nouveau ; la différence de poids représente l'eau perdue. On la replace dans le vide et on la repèse au bout de douze heures: si elle n'a pas subi une nouvelle perte de poids, on est sûr que le sel avait abandonné, pendant son premier séjour dans le vide, toute la quantité d'eau qu'il pouvait perdre dans ces conditions. S'il y a eu, au contraire, une diminution de poids, il faut remettre une troisième fois la capsule dans le vide, et continuer, jusqu'à ce que l'on ne remarque plus de changementde poids entre deux pesées consécutives.

g 306. Les sels qui renferment beaucoup d'eau de cristallisation , fondent souvent quand on les chauffe; ils éprouvent alors ce qu'on appelle la fusion aqueuse. Là matière fondue peut être considérée comme une dissolution du sel anhydre dans l'eau de cristallisation du sel. En continuant à chauffer, l'eau de cristallisation s'échappe successivement; la matière se dessèche et peut fondre à son tour, si l'on porte la température assez haut, et si le sel peut supporter cette température sans se décomposer. On dit, alors, que le sel anhydre éprouve la fusion ignée.

$ 307. Certains sels anhydres font entendre de petites détonations, quand on projette leurs cristaux sur des charbons inc<)ndcscents. Notre sel de cuisine est dans ce cas. On dit alors que le sel décrépite sur le feu. Cette décrépitation des cristaux est souvent occasionnée par une petite quantité d'eau interposée entre les lamelles cristallines; cette eau se réduit brusquement on vapeur, sous l'action de la chaleur, et produit une série de petites détonations. Souvent aussi, la décrépitation est due à la mauvaise conductibilité du sel pour la chaleur; il en résulte, dans chaque indiVidu cristallin, une foule de petites ruptures avec bruit.

§ 308. Action de V électricité. — La pile électrique décompose facilement les sels, surtout lorsqu'ils sont dissous dans Teau. Si la pile est énergique , la décomposition peut être très- complexe,

SOLUDILlTi. 273

et amener mérpe une séparation des éléments simples. Mais, si la pile est faible, Tacide se sépare uniquement de la base , il se rend au pôle positif, tandis que la base se rend au pôle négatif. Cette décomposition devient très-manifeste si Ton dispose Texpéricnce de la manière suivante: on verse une dissolution d'un sel neutre, de sulfate de potasse, par exemple, dans un tube recourbé abc (6g. 4 H) ; on colore la dissolution avec un peu de sirop de violettes

qui lui donne une couleur violette. La ma- -^ Fjg. 114. ^^i^ tj^Pg colorante de ce sirop rougit par les

acides et verdit par les alcalis. On plonge les deux pôles de la pile , terminés par des fils de platine, dans les deux ouvertures du tube en U. La liqueur devient rouge dans la branche a6, où plonge le pôle positif; elle prend une couleur verte dans la branche 6c, où plonge le pôle négatif. Au bout de quelque temps, la séparation est très-nette, et elle se maintient tant qu'on laisse agir la pile. Mais, si Ton enlève les fils, les liqueurs des deux branches se mélangent lentement , le sulfate de potasse se régénère et la matière colorante reprend sa couleur violette primitive. Il est clair que l'on obtient immédiatement le même effet si Ton agite le tube de manière à mélanger rapidement le liquide des deux branches.

Qe la 0olQl>lllté de« «el«.

§ 309. L'étude de la solubilité des sels, dans les différents liquides, est une des plus importantes de la chimie. On fonde , en effet, sur la différence de leur solubilité les procédés à l'aide desquels on les sépare, lorsqu'ils sont mélangés entre eux. Des méthodes de préparation reposent , souvent aussi , sur ces différences.

L'eau est le dissolvant le plus général et le plus important des sels; elle en dissout'un très-grand nombre, et souvent en proportion considérable. Quelques sels se dissolvent également dans l'alcool et dans l'esprit de bois ; en général, ce sont ceux qui sont très-solubles dans l'eau.

La solubilité des sels dans les liquides variant avec la tempéralare , il est nécessaire de la déterminer pour les différents degrés de l'échelle thermométrique, depuis les températures les plus basses, jusqu'à la température à laquelle la dissolution saturée entre en ébu llition sous la pression ordinaire de l'atmosphère. La solubilité des sels augmente, en général, avec la température; nous aurons cependant à signaler, par la suite, plusieurs exceptions à cette proposition.

g 310. Pour obtenir une dissolution saturée d'un sel , à une tem-

pérature déterminée , on peut opérer do deux manières différentes. On verse le liquide dissolvant sur un grand excès de sel , do façon que les fragments de sel dépassent le niveau du liquide , et Ton maintient le tout pendant plusieurs heures à la température à laquelle on veut déterminer sa solubilité. Le liquide décanté renferme alors toute la quantité de sel qu'il peut dissoudre à cette température, au contact du sel cristallisé; on dit qu'il est sature.

On peut aussi opérer la dissolution du sol à une température plus élevée que celle à laquelle on veut déterminer sa solubilité; puis, laisser refroidir lentement la liqueur jusqu'à ce qu'elle atteigne cette température , que l'on maintient ensuite stationnaire pendant un quart d'heure. Une portion du sel se dépose pendant le refroidissement de la liqueur , et il ne reste en dissolution que la portion que le liquide peut dissoudre à la température désirée. L'expérience a montré que l'on obtenait pour un même sel le même coefficient de solubilité, en opérant par l'une ou l'autre de ces méthodes. Cependant», quand on opère par la seconde , il est nécessaire de prendre quelques précautions. On a reconnu , en efiFet , qu'une liqueur peut, lorsqu'elle ne se trou^ pas en. contact avec des cristaux tout formés du sel qu'elle renferme , retenir une proportion de ce sel beaucoup plus considérable que celle qui correspond à sa solubilité normale pour cette température. Les dissolutions saturées de certains sels, plus solubles à chaud qu'à froid, peuvent souvent se refroidir de plusieurs degrés sans abandonner de cristaux. Mais, si l'on fait tomber un petit cristal du sel dont elles sont sursaturées, l'excès du sel cristallisq immédiatement; et, auboutde^uelquesinstants, la liqueur ne renferme plus que la quantité normale de sel qu'elle dissout à cette température. Ces solubilités anormales ne se remarquent donc jamais lorsqu'on laisse les liqueurs en contact avec un excès de sel.

Une agitation vive de la liqueur sursaturée , ou l'introduction d'un corps étranger; surtout lorsque celui-ci présente des aspérités, détermine souvent la séparation de l'excès du sel dissous. Gq phénomène est analogue à celui que l'on constate dans la congélation des liquides, et il peut être attribué à la même cause, savoir, à une certaine difficulté qu'éprouvent les molécules salines à se mouvoir dans le liquide et à prendre l'orientation convenable pour l'agrégation cristalline. C'est ainsi que l'eau peut être refroidie de plusieurs degrés au-dessous de la température ordinaire de sa congélation , sans passer à l'état solide , quand le vase qui la contient est dans un état de repos absolu; mais, si l'on projette dans le liquide un petit fragment de glace , ou si l'on y plonge une pointe de fer effilée , la congélation a lieu immédiatement.

Fig. 115.

§ 34 4 . Le sulfate de soude présente un exemple très-remarquable de cette inertie des molécules salines dans une dissolution. La solubilité de ce sel augmente rapidement avec la température depuis 0® jusqu'à 33**. A partir do 33°, elle diminue, au contraire» avec la température , mais plus lentement qu'elle n'avait crû entre 0° et 33® ; et, 'à la température de l'ébullition, le liquide renfermo une proportion (Je sel beaucoup plus considérable qu'à la température ordinaire. Si l'on verse une petite couche d'huile, ou d'essence de térébenthine , sur une dissolution chaude e.t saturée de sulfate de soude , et qu'on laisse refroidir la liqueur , lentement , dans un endroit où elle ne soit pas agitée, on voit qu'elle n'abandonne pas de cristaux , lors même qu'elle est arrivée à une température où la moitié seulement du sel primitivement dissous pourrait rester dans la liqueur , en vertu de sa solubilité normale. Mais , si l'on fait descendre une pointe de verre, à travers la couche d'huile, jusqu'au contact de la dissolution saline , la cristallisation commence aussitôt.

On peut faire sur le même sel une expérience encore plus frappante. On verse une dissolution de ce sel saturée à chaud dans un tube do verre à entonnoir (fig. 415), do façon à remplir la capacité ah aux | environ. On fait bouillir la liqueur pendant quelques instants pour chasser Tair ; puis, maintenant toujours une ébuUition faible, on ferme rapidement, au chalumeau, la partie efïilée en B, On laisse refroidir le tube, et l'on reconnaît que la dissolution peut être refroidie à 0° sans qu'elle cristallise, et cependant, elle renferme alors dix fois plus de sel qu'elle ne pourrait en maintenir en dissolution par son pouvoir dissolvant normal. On peut secouer vivement le tube sans que la cristallisation ait lieu ; mais si l'on brise brusquement la pointe effilée, le sel cristallise à l'instant, et la liqueur se prend en masse. Le tube s'échauffe en même temps d'une manière appréciable à la main. Ce dégagement de chaleur tient à ce que tous les corps abandonnent de la chaleur en passant de l'état liquide à l'état solide. Or le sulfate de soude dissous était liquide; il s'est solidifié en cristallisant , il a donc dégagé de la chaleur. Un dégagement semblable a lieu toutes les fois qu'un sel cristallise dans une dissolution ; mais il n'est appréciable que si la cris-

276 GÉNÉllALITÉS SUR L£S SELS.

tallisation est abondante et immédiate. Si la cristallisation a liea lentement, par exemple, pendant le refroidissement successif de la liqueur, la chaleur dégagée par la solidification du sel ne fait que •retarder la vitesse du refroidissement. Si la cristallisation a lieu par évaporation spontanée, elle est encore plus lente; l'évaporation du liquide enlève de la chaleur, et celle qui est abandonnée par le sel en cristallisant ne peut être constatée que par des expériences Irès-délicates.

§ 342. La solubilité^ aux diverses températures, d*un sel renfermant de Teau de cristallisation peut être exprimée de deux manières : soit par la quantité d'eau que renferme une dissolution du sel, saturée à ces températures; soit par la quantité d'eau qu'il faut employer pour dissoudre un certain poids de sel hydraté, et obtenir une dissolution saturée à la température t. Dans le premiel* cas, Insolubilité est rapportée au sel anhydre, et on compte l'eau de cristallisation comme coopérantàla dissolution. Danslesecond cas, on suppose implicitement que le sel existe encore dans la dissolution à Télat d'hydrate , et que l'eau ajoutée agit seule comme liquide dissolvant.

Plusieurs sels hydratés fondent dans leur eau de cristallisation, à une température plus ou moins élevée ; ils subissent alors la fusion aqueuse, A la température qui détermine cette fusion , un certain poids d'eau dissout un poids déterminéde sel an%drc, mais pour la même température la solubilité du sel cristallisé dans l'eau est infinie; un gramme d'eau dissoudrait, en effet, à cette tempéraiore, une quantité indéhnie de sel cristallisé , puisque, à cette température, le sel entre en dissolution dans sa propre eau de cristallisation.

§ 313. Supposons que l'on ait déterminé la solubilité dans l'eau d'un même sel , pour toutes les températures, depuis les plus basses, jusqu'à celles ou sa dissolution saturée entre en ébullition sous la pression ordinaire de l'atmosphère ; on pourra représenter les relations de la solubilité avec les températures, par une courbe graphique, en comptant les températures sur la ligne des abscisses, et portant sur les ordonnées correspondantes des longueurs proportionnelles aux quantités de sel dissoutes par le même poids d'eau. Cette courbe pourra être construite avec une précision suflBsanle, lorsqu'on aura seulement un certain nombre (8 ou 4 0) de déterminations directes de solubilité, convenablenient espacées dansl'échelle des températures, et l'on pourrase servir ensuite de cette courbe pour reconnaître les solubilités à toutes les températures intermédiaires.

§ 34 4. La solubilité d'un nombre assez considérable de sels augmente à peu près proportionnellement à la température , de sorte que leur courbe de solubilité diffère à peine de la ligne droite. Quelquefois cette ligne droite est très-peu inclinée sur la ligne des ab-

scisses; c'est ce qui a lieu pour le chlorure de sodium dont la solubilité n'augmente pas sensiblement avec la température. Lesiigoes droites qui représentent les solubilités du sulfate de potasse, du chlorure de potassium , du chlorure de baryum , du sulfate de magnésie sont plus inclinées sur la ligne des abscisses. Les courbes de solubilité de l'azotate de baryte , du chlorate dépotasse et de l'azotate de potasse tournent leur convexité vers Taxe des abscisses; la courbe de l'azotate de potasse s'élève très-rapidement, à mesure que les abscisses croissent.

La courbe de solubilité du sulfate de soude présente une forme très-remarquable. Cette courbe s'élève rapidement entre 0^ et 33^; vers 33^, elle présente un point de rebroussement à partir duquel la courbe s'abaisse vers Taxe des abscisses, en tournant toujours sa convexité vers cet axe. Le point singulier que présente la courbe de solubilité du sulfate de soude pour l'abscisse 33®, correspond à un changement remarquable qui s'opère à cette température dans la constitution du sel. En effet, si l'on fait cristalliser le sulfate de soude par évaporation d'une liqueurquel'on maintient au-dessous de 33®, le sel cristallise constamment à l'état hydraté NaO.SO*+*^HO. Mais, si l'on fait cristalliser la même dissolution au-dessus de 33®, le sel se dépose toujours à l'état anhydre NaO.SO*. Ainsi, ladiscontinuité que nous observons dans la courbe de solubilité pour l'abscisse de 33®, coïncide avec un changement de constitution que subit le sel à cette température. La première branche, comprise entre les abscisses 0 et 33, se rapporte au sel hydraté NaO.SO*-f-lOHO; la seconde branche, comprise entre 33 et l'abscisse qui correspond à la température d'ébullition de la liqueur saturée, se rapporte à un autre sel, au sulfate de soude anhydre, NaO.SO*.

§ 315. II est, cependant, importantde remarquer que ce que nous venonsde dire sur la solubilité des sels ne se rapporte qu'à leur dissolution dans l'eau pure, et que leur solubilité peut être très-différente dans une eau qui renferme déjà d'autres sels. Ainsi, une dissolution d'azotate de potasse , saturée pour une température déterminée, ne peut pas dissoudre une nouvelle quantité d'azotate à cette même température ; mais elle en dissout une proportion notable quand on y a dissous préalablement une certaine quantité de sel marin. De sorte que, la solubilité de l'azotate de potasse est plus grande dans une dissolution de sel marin que dans l'eau pure. La solubilité de l'azotate de potasse est, au contraire, plus faible dans une dissolution de chlorure de potassium que dans de l'eau pure. Ce dernier sel, en se dissolvant dans une liqueur saturée d'azotate de potasse, précipite une portion de cet azotate en petits cristaux.

L'observation a montré que, lorsque deux sels diffèrent à la fois par leur acide et par leur base, et qu'une double décomposition peut avoir lieu, la pr^ence de Tun de ces sels peut favoriserla solubilité de Tautre. C'est ainsi que la présence du chlorure de sodium favorise la solubilité de l'azotate de potasse, parce qu'il se forme de l'azotate de soude et du chlorure de potassium, lesquels sont respectivement plus solubles que l'azotate de potasse et le chlorure de sodium , au moins à des températures supérieures à 25^. Quand, au contraire, les deux sels renferment la même base ou le même acide, il ne peut plus y avoir double décomposition entre eux, et la présence de l'un des sels dans la dissolution diminue toujours la solubilité de l'autre. C'est par cette raison, qu'une dissolution de chlorure de potassium dissout moins d'azotate de potasse que l'eau puro. Il faut cependant excepter le cas, où les deux sels se combinent, et forment un sel double doué d'une solubilité spéciale.

§ 346. Les dissolutions salines entrent en ébullition à des températures plus élevées que l'eau pure ; la différence est d'autant plus grande pour un même sel, que la liqueur en renferme une plus forte proportion. La température de l'ébuUition d'une dissolution saline doit être prise avec un thermomètre dont le réservoir est maintenu dans le liquide bouillant. Si ce réservoir n'était placé que dans la vapeur, et à une distance notable au-dessus du liquide, le thermomètre indiquerait la température à laquelle le liquide pur entre en ébullition sous la même pression.

Le tableau suivant renferme les températures d'ébullition d'an certain nombre de dissolutions salines saturées.

Proportion des sels Température

Noms des sels. pour lOO parties d'eau. d'ébullition.

Chlorate de potasse 61,5 ^ 04^2

Chlorure do baryum 60,1 104,4

Carbonate de soude 48,5 .104 ,6

Chlorure de potassium 49*4 108 ,3

Chlorure de sodium 41 ,2 1 08 ,4

Chlorhydrate d'ammoniaque . 80,9 114,2

Azotate de potasse 335,1 1 1 ô ,9

Chlorure de strontium 1 1 7,5 1 17 ,8

Azotate de soude 224,8 121 ,0

Carbonate de potasse 205,0 1 35 ,0

Azotate de chaux 362,0 151,0

Chlorure de calcium 325,0 179 ,5

§ 317. Lorsque des sels, ou plus généralement des corps quelcon-

ques, se dissolvent dans l'eau, il y a tantôt abaissement, tantôt élévation de température du liquide. Un corps, qui a cristallisé d'une dissolution aqueuse à une basse température, et qui renferme, par conséquent, toute l'eau combinée qu'il peut prendre à cette températare, produit dufroid, lorsqu'on le redissout dans l'eau, à cette même température ou à des températures plus élevées. Cette production de froid est due à une absorption de chaleur produite par la désagrégation du sel qui, en se dissolvant, passe de l'état solide à l'état liquide. On peut considérer cette chaleur comme une espèce de chaleur latente de fusion du sel ; mais elle est peut-élre très-djfiférente de la chaleur I^^nte de fusion proprement dite, c'est-à-Klire de la chaleur qu'absorbe le corps lorsqu'il subit la fusion ignée. Nous lui donnerons le nom de chaleur latente de dissolution du sel.

Le sulfate de soude cristallisé à une basse température et qui a pour formule NaO.SO'-j-^ OHO, produit du froid en se dissolvant dans l'eau ; il en est de mémo du chlorure de calcium cristallisé CaGl>|-6H0. Les sels qui cristallisent à froid sans eau de cristallisation, comme les chlorures de potassium et de sodium, produisent de même un abaissement de température, en se dissolvant dans l'eau.

La quantité de chaleur que des poids égaux de divers corps absorbent en se dissolvant dans l'eau, est souvent très-différente , même lorsque ces corps présentent une grande analogie dans l'ensemble de leurs propriétés. Ainsi, 50 grammes de sel marin , en se dissolvant dans 200 centimètres cubes d'eau, produisent un abaissement de température do'4*,9; tandis que 50 grammes do chlorure de potassium abaissent la température do 1 1®, 4, lorsqu'ils se dissolvent dans la même quantité d'eau.

Les sels anhydres qui cristallisent avec de l'eau de cristallisation lorsqu'ils se séparent d'une dissolution aqueuse à une basse température, produisent, le plus souvent, de la chaleur en se dissolvant dans l'eau. Ainsi, le sulfate de soude anhydre, le chlorure de cal* cium anhydre, produisent une élévation très-notable de température enge dissolvant dans l'eau II y a, alors, superposition de deux effets : 1® un dégagement de chaleur dû à la combinaison du corps anhydre avec l'eau ;^ 2° une absorption do chaleur produite par la dissolution du corps hydraté dans le môme liquide. Suivant que l'un de ces effets l'emporte sur l'autre, on a une absorption ou un dégagement de chaleur.

§ 318. On utilise, souvent, l'absorption de chaleur produite par la dissolution de certains corps dans l'eau, pour obtenir des mélanges frigorifiques. En opérant la dissolution dans l'eau la plus froide

dont on dispose, on abaisse sa température de plusieurs degrés au-' dessous de zéro. Ainsi, en dissolvant 4 partie de chlorure de potassium dans 4 parties d'eau à iO"^, on obtient une dissolution à la température de — 4®, 4. Si l'eau dissolvante est à 0®, la liqueur marque — 14*^,4 après la dissolution.

L'abaissement de température est souvent plus considérable et plus rapide quand , au lieu de dissoudre le sel dans Teau pure , on le dissout dans une liqueur acide. Ainsi, en dissolvant le sulfate de soude cristallisé dans une dissolution d'acide chlorhydriqué, on obtient un abaissement de température de 25 à 30". On a utilisé cette propriété pour congeler artificiellement l'eau. .

Plusieurs corps solubles dans l'eau, mis en contact avec de la glace, déterminent promptement sa fusion et se dissolvent dans l'eau qui en provient. On obtient alors un abaissement de température considérable, qui dépend à la fois de la chaleur latente dé dissolution du sel, et de la chaleur latente de fusion de la glace. En mêlant du sel marin pulvérisé et de la glacQ pilée, on obtient un mélange dont la température s'abaisse jusqu'à — 20°. En mêlant du chlorure de calcium cristallisé et en poudre fine avec de la neige ou de la glace pulvérisée, la température descend jusqu'à — 45°.

On produit encore un abaissement de température considérable, en ajoutant de la glace à une dissolution concentrée et froide de chlorure de calcium ; la glace fond rapidement, et la température peut descendre jusqu'à — 30°.

Ile racilon décomposante que les acldéii ci^crcent sur les sels et les composés binaires qui résultent de Tunlon des métaux aTee les métalloïdes.

§ 319. Les réactions que les divers acides exercent sur les sels et sur les composés binaires qui, résultent de la réaction des hydracides sur les oxybases, peuvent être prévues d'après certaines lois générales que l'observation a constatées et que nous allons exposer.

Si l'acide réagissant est identique avec celui qui existe dans le sel , il arrive souvent que le sel se combine avec une nouvelle quantité d'acide, et il se forme un sel avec excès d'acide. Si l'on ajoute de l'acide sulfurique à du sulfate de potasse, KO.SO*, il se forme du bisulfate de potassç, K0.2S0'. De même, si l'on fait passer un courant de gaz acide carbonique à travers une dissolution de carbonate neutre de potasse, KO.CO*, il se forme du bicarbonate de potasse, K0.2C0*.

Si la base du sel ne forme pas de combinaison avec une plus grande quantité d'acide, le sel se dissout souvent dans l'acide