EAU DE CHLORE
La solution était préparée dans l’obscurité, avec de l’eau récemment bouillie ; on la soumettait à l’action du courant dans l’ombre, dès que la préparation était terminée.
Je donnerai le résultat d’une seule expérience ; toutes sont analogues.
On a commencé à 10 h 29'.
A. 10" h 0' le volume de l’oxygène dégagé était double de celui de l’hydrogène.
Ail" AO' les deux gaz se produisaient à volumes égaux.
A 12" 19' il se dégageait 100 T d’oxygène
et 168 v d’hydrogène.
La proportion d’hydrogène va donc croissant ou, ce qui revient au même, il y a de l’oxygène dissous dans la liqueur.
A 3" 50' cette absorption d’oxygène est au maximum :
Pour 100 Ÿ d’oxygène, il se produit 5A0 T d’hydrogène,
A partir de ce moment elle décroît, et au bout de dix heures les deux gaz se produisent comme si de l’eau pure se décomposait, c’est-à-dire que lorsqu’on recueille 100 T d’hydrogène, il y a 50’ d’oxygène dégagé. La réaction est terminée à cet instant, car ce rapport ne change plus.
Si l’on examine la nature du liquide obtenu, on lui trouve une réaction franchement acide, qui n’est pas due à de l’acide chlorhydrique* caries sels d’argent n’y font apparaître aucun précipité, mais elle appartient à de
l’acide perchlorique dont on peut constater la présence après évaporation par le dépût qu’y produisent les sels de potasse en dissolution.
L’explication de ces phénomènes est très-aisée; dans les premiers instants l’eau qui est le seul composé existant dans la liqueur se décompose. Son hydrogène rencontrant du chlore s’y unit tandis que l’oxygène se dégage : c’est ce qui explique la grande quantité de ce gaz dans le commencement de la décomposition ; mais dès que de l’acide chlorhydrique a pris naissance, il est décomposé concurremment avec l’eau et de cette façon il se produit au pôle positif du chlore et de l’oxygène naissants dont l’union constitue un acide oxygéné. On comprend dès lors pourquoi l’hydrogène se dégage en très-grande abondance et pourquoi l’oxygène disparaît presque en totalité dans la seconde partie de l’opération.
Enfin, un moment arrive où le composé du chlore le plus stable qui est aussi le plus oxygéné est complètement formé ; il rend alors la liqueur conductrice, l’eau est seule décomposée et aucun de ses éléments n’étant absorbé, il se dégage deux volumes d’hydrogène et un volume d’oxygène.
Si cette explication est vraie on en trouvera une vérification dans l’action du courant sur de l’eau de chlore ancienne et de l’acide chlorhydrique.
Eau de chlore faite la veille.
Comme il y existe de l’acide chlorhydrique tout formé, on doit avoir, dès le principe, une absorption d’oxygène sensible.
En effet, dès les premiers instants de la réaction, la mesure des gaz apprend que, non-seulement il ne se dégagé pas un excès d’oxygène, comme dans l’expérience précédente, mais encore que pour 100’ d’oxygène qui se produisent, on recueille 400 d’hydrogène.
Eau de chlore très-ancienne.
Comme celle-ci contient plus d’acide chlorhydrique que la précédente, l’absorption de l’oxygène doit être plus forte.
L’expérience confirme cette prévision, car*pour 100' d’oxygène, il y en a 543' d’hydrogène.
Acide chlorhydrique dilué.
Enfin, la dissolution d’acide chlorhydrique va nous fournir une nouvelle preuve de la vérité de l’explication donnée plus haut ; car dès les premiers moments de sa décomposition,
il se dégage 100’ d’oxygène
et 850 T d’hydrogène.
Trois heures après,
on recueille \ 00’ d’oxygène
et 261 T d’hydrogène ;
Après trois nouvelles heures,
il se produit encore pour 100 T d’oxygène,
235 T d’hydrogène.
Quand la décomposition a marché pendant onze heures, il se dégage pour 100’ d’oxygène,
208’ d’hydrogène.
Enfin, au bout de dix-sept heures,
on recueille 100’ d’oxygène et 200’ d’hydrogène.
Quand on emploie l’acide concentré, le courant est tellelnent fort que le chlore et l’oxygène n’ont pas le temps de se combiner, et que la majeure partie s’échappe à l’état de gaz. Dans ces conditions, du reste, la décomposition porte presque exclusivement sur l’acide chlorhydrique. Si l’acide du commerce est étendu de quatre fois son volume d’eau, il se dégage encore du chlore en grande abondance ; mais si l’on emploie une partie d’acide chlorhydrique du commerce et dix parties d’eau, la production du chlore est très-faible, et la quantité d’acide perchlorique assez grande pour que la liqueur précipite directement par les sels de potasse, sans qu’il soit nécessaire de l’évaporer.
L’acide perchlorique est très-peu employé dans les laboratoires à l’état anhydre ; mais on se sert plus fréquemment de sa dissolution, quand on
veut reconnaître un sel de potasse par exemple. L’action de la pile, dans les conditions précédentes, fournit le moyen le plus sûr, le plus rapide et le plus économique de la préparer.
Il suffit de se rappeler, en effet, que pour préparer l’acide perchlûrique, il faut décomposer le chlorate de potasse par une quantité de chaleur difficile à régler, séparer au moyen de l’eau le perchlorate de potasse, le décomposer par l’acide sulfurique et distiller; outre le faible rendement de 1 opération et le danger que présentent des traces de chlorate de potasse laissé dans la liqueur quand on ajoute l’acide sulfurique, il est difficile de se débarrasser tout à fait de ce dernier acide.
Par la pile, au contraire, la dissolution d’acide perchlorique est nécessairement pure. Une pile de six éléments fournira, en vingt-quatre heures, et sans qu’on s’en occupe le moins du monde, une liqueur qui, évaporée, précipitera très-abondamment les sels de potasse, et sera suffisante pour les usages ordinaires des laboratoires et les expériences des cours.
