OXIGÈNE
éteintes, mais avec moins de rapidité que Toxigène, et la combustion est beaucoup moins vive que dap3 fÇ dçnjifi* gaz.
Tous les corps combustibles , tels que le soufre , le charbon , etc., brûlent dai^s Toxigène et se consument beaucoup plus rapidement que dans Tair atmosphérique.
Certains métaux peuvent même brûler dans Toxigène (juand on a élevé préalablement leur température : ainsi, lorsqu'un fil de fer, portant àsoii ^xtr^it^ uh.I|K)IV:^^.d'aa^iflpu |ncan4qj|fc4it, ^i âa|é ^anaun fluets dk)xigAri», ^6 fm* «'alluiàe aussitôt en feisanl^ jaillfa* (ks loiUiers d'étincelles colorées ; dans ce cas, le fçr, en s'unissant à Toxigène, forme de Voxide de fer qui fond et pénètre quelquefois assez profondément dans le verre du flacon. La température produite par la combustion du fer dans Toxigène est assez élevée pour déterminer la fusion de quelques globules de fer que Ton retro^y^ ^xl c^ntffi de Toxide.
Le phosphore enflammé c[ue l'on porte àsms un flacon plein d'oxigène y brûle avec une lumière si viye, que les yeux ont peine à en supporter l'^at,
Lacconbustion du«oufre, du charbon, du ph6i^[^re, dans l'ctxigèqe, s'opère en introduisant dans un flacon en verre, de deux litres ènviroft, une petite coupelle enterre cuite ou en plâtre, suf^rtée par un fil defer qui s'attadie à un bouchon de liège trop large pour entrm* dans l'ouverture du flacon : le fil de fer doit être d'une longueur telle que la coupelle se trouve suspendue à un décimètre environ du fend du flacon- On place alors dftns la <50upelle le corp&^ccMnbustiWe , on l'enflamme et Ton introduit la coupelle dans le flacoQ.
Un des caractères essentiels de J'o^igène est d'entretenir la respiration; les animaux placés dans l'oxigène y vivent plus longtemps (|ue dans un même volume d'air atmosphérique; de là le nom d'adr vital que Ton ajvait , dans le principe , donné à ce gaz .
Préparation de roxlféne.
Le moyen le plus simple pmir .pr^rer l'ougèo^ eoonste à décomposer^ par 1^ chaleur, cert^us opdaa métalliques. .
Lorsqu'Qu chauffe, de l'oxide d'argot AgO ou de l'oxid^ de mercure HgO, il s^ d^^ge up équi^valent d'oxigène, çt il yeste dp l^rgfait au du mercure ^métalliques. Ces oxideç ne sont p43 employés dans \^ laboratoires à la préparation de l'oxigène à cause dp leur prix élevé. .
On donne la préfiérence au per^xide de mang^è^ MnO^ qui perd, par la chaleur , le tiers de l'oxigène qu'il contient » e\ ^ tran^forine enMûOf
L's^pareil da^s lequel se fait cetite décomposition $e compose ^'yti^ cprnue en giîès,.dans laquelle on introduit 500 ou !&00 graDan^eç de peroxide de ipanganèse. La cornue e$i placée dsjns nji fourneau à réver-
OXIGÈNK. 3
bère. On adapte à son col un tube de sûreté pour éviter le$ absO|pptioi^§; ce tube s'engage sous une éprouvette remplie, d'eau,* op» cbaqffe alors la comuede grès et on la porte lentement à la température rp^ige(pl. h, fig. 1).
Il se dégage d'abord uii mélfi^nge d'air atoiosphérique et d'acidç carbonique . L'air atmosphérique qui se dégage se trouvait dans la cornue et a été dépecé parle dégagement du g^a; Tacide carbonique provient des carbonates que contient presque toujours le peroxide de manganèse d^ commerce; ces carbonates sont décomposables par la chaleur et produisent de Facide carboniaue qui vient se mêler à Toxigène. La propriété que possède Tacide carbôi^ique de troubler l'eau de cha^x sert , du reste , à constater la présence de cet acide dans l'oxigène.
On laisse perdre les premières çlochei^ de gaz, et on ne recueille l'oxigène que lorsqu'il rallume les allumettes et qu'il ne précipite plu§ l'eau de chaux. Pour débarrasser l'oxigène de l'acide carbonique qu'il cqntient quelquefois , il suffit d'agiter le gaz avec une dissolution concentrée de potasse qui absorbe l'acide carbonique et laisse l'oxigène pur.
Il est facile de calculer, ^^ o^q^esi ^^ équivalents , la quantité d'oxigène fourni par le peroxide de manganèse que nous supposerpns pur.
En effet, l'équivalent du manganèse est 3M,68; cette (jufiritité die manganèse est unie à deux équivalents d'oxigène = 200 ; lé perpxide de manganèse MnO^ a donc ppur équivalent 5/i/i,68.
Le peroxide de manganèse perdant , par la chaleur , le tier§ djd son oxigène ; le tiers de 200 est de 66,6 : 544,68 p. de peroxide de mîiganèse supposé pur donneront donc 66,6 d'oxigène.
On retire du peroxide de manganèse la naoitié de l'oxigène qu'il contient en chauffant cet oxîde avec de l'acide sulfurique concentré; alor^ le peroxide de manganèse se dédouble en oxigène et en protoxide de manganèse qui se combine avec l'acide sulfurique.
Mn02 + S03, HÔ = MpO, SO', ^ HO + O.
La réaction se fait dans \ine çomue ^n verre, qui communique *ve^ une éprouvette rejpapHe d'eau (pi. 4, 0g* 2). Sous l'influeucp d'up^fî^ible élévation de température , la réaction se détermiu^ et foxigènç se dégage.
On obtient de l'oxigène très pur, en le retirai^t du çt^lpr^t^ 4ç potasse KO,CIO^, qui se transforme p£^r la cliiE^leur en ç^ilor^f^ ^ç potfi§^up|i IlvC^t et en oxigène.
K0,C1Ô5, =^KCH-0«,
On voit qu'un équivalent de chlorate de potas^ 4<^ï^^ §i^ oquivaleuts d'oxigène. Cette quantité d'oxigène correspond çnvirpp à 39 p. WO. du poids du chlorate de potasse. . ,
Le chlorate de potasse , se trouvant maintenant dans le commerce à ui^ prix peu élevé , est employé généralement d?ins les laboratoires pp^ préparer l'otigène.
La décomposition dû chlorate dé potawsse se fait dans ^ipfî.petite cpr-
nue de verreque l'on cliauffe à une température voisine du rouge sombre.
On facilite la décomposition du chlorate de potasse en mélangeant ce sel avec une petite quantité debi-oxide de cuivre, dé përoxide de manganèse ou de platiné divisé. L'influence dé ces corps est restée, jusque présent, sans explication; on pense qu'ils agissent par leur seule présence ; car le chlorate de potasse , en se décomposant , ne leur fait éprouver aucune altération.
Nous n'insisterons pas sur l'importance du rôle que joue l'oxigene dans la plupart des réactions chimiques. L'oxigene forme une des parties constituantes de Tair atmosphérique; sans lui, les phénomènes de la végétation et de la combustion ne sauraient s'accomplir. .
Il s'unit d'aiireurs à la plupart des corps que nous examinerons successivement, et forme des combinaisons qui nous mettront à même de compléter son étude.
L*hydrogèpe a été découvert au commencement du jcvu* siècle; mais il n'est bien connu que depuis l'année 1777 où Cavendish a décrit ses principales propriétés.
Ce gaz a été nommé d'abord air inflammable , pui3 hydrogène (généi'atcur de l'^au ) des deux mots grecs C^wp eau, ymi^ j'engendre.
L'hydrogène est un gaz permanent, incolore, insipide, inodore s'il a été purifié : souvent il exhale une odeur^ légèrement aUiacée due à la présence d'un carbure d'hydrogène, ou à des traces d'acide sulfhydrique et d'hydrogène arséniqué. On le rend inodore en le faisant passer dans des dissolutions de sels de plomba d'argent ou dé mercure.
L'hydrogène est le plus léger de tous les corps. La densité de l'air étant prise pour unité à la température de 0° et souis la pression normale de a,™ 76, celle de l'hydrogène est de 0,06920 (Bumas et Boussingault), ou die 0,06926 ( ttegnault). Un litre d'hydrogène pèse Op-,08996.
Ce gaz est environ quatorze fois et demie plus léger que l'air.
Oïl constate la légèreté de ce gaz à l'aide d'une éprouvette remplie d'hydrogène (ïuel'on sort de l'eau verticalement et que l'on renverse ensuite. L'hydrogène s'échappe aussitôt et est remplacé par l'air atmosphérique.
Si, au contraire, on soulève l'éprouvette en laissant son orifice tourné du côté de l'eau, l'hydrogène y reste pendant un certain temps.
Enfin, si on met l'éprouvette contenant l'hydrogène en communication, par son orifice, avec une autre éprouvette remplie d'air atmosphérique, en renversant les deux éprouvettes de telle sorte que celle qui contient l'aire trouve en dessus et l'éprouv^te d'hydrogène en dessous , on reconnaît alors que l'hydrogène a pris la place de l'air atmosphérique, et l'air celle de l'hydrogène.
HYDUO(;ÈNE. 5
L'hydrogène n'entretient pas la combustion , mais est néanmoins trè§ combustible. Ainsi, une bougie plongée dans Thydrogène enflamme les couches supérieures de ice gaz et s'éteint dans les couches inférieures.
Ce gaz est impropre à la respiration sans pourtant être délétère ; ua anhnal ne meurt dans l'hydrogène que faute d'oxigène ; ce gaz introduit dans les poumons n'y produitpas de désorganisation.
L'hydrogène est le plus réfringent de tous les gaz. Il réfracte la lumière environ six fois et demie plus que l'air atmosphérique.
Ce gaz en brûlant dans l'air se combine avec l'oxigène et forme de l'eau : sa flamme est jaune et peu éclairante /parce qu'elle ne contient aucune particule solide.
L'hydrogène est à peine soïuble dans l'eau qifi pi'en dissout qu'un centième et demi de son volume. On peut donc le recueillir sur l'eau; mais pour l'obtenir pur, il faut le recueillir sur le mercurp, parce que l'eau tient en dissolution de l'oxigène, de l*azote ^ de l'acide carbonique , qu'elle laisse dégager en partie, lorsqu'elle est traversée par un courant de gaz.
Actton 4e l*l^y4ro9«Be sor roxlf êne.
L'oxigène et l'hydrogène n'exercent l'un sur Fautré aucune action à la température ordinaire; mais à kOO ou 500 degrés , les deux gaz se combinent et produisent de l'eau .
On observe que cette combinaison se fait dans le rapport de 2 volumes d'hydrogène contre 1 volume d'oxigène.
La combinaison de l'hydrogène avec l'oxigètie se produit aussi sous l'influence de l'étincelle électrique, au moyen de la mousse de platine et de certains corps divisés qui n'agissent que parleur présence.
L'hydrogène en se combinant avec l'oxigène produit une température très élevée. D'après M. Despretz, l'hydrogène donne en brûlant assez de chaleur pour fondre 315 fois son propre poids de glace. On profite de la température élevée qui résulte de la combustion de l'hydrogène pour fondre certains corps réfractàires.
Le mélange d'hydrogène et d'oxigène appelé mélange détonant , détermine la fusion du platine qui résiste à la température des feux de forges.
Pour opérer ces fusions, on peut placer dans des récipients séparés 2 volumes d'hydrogène et 1 volume d'oxigène , en détermina l'émission , et faire arriver ces deux gaz sur la flamme d'une bougie ; on (Atient ainsi une flanune jaunâtre à peine éclairante, mais qui possède des propriétés calorifiques très développées.
Nous donnons dans l'atlas la description des gazomètres métalliques qui servent dans ces sortes d'expériences (pi. ft, fig. 7). Un mélange d'hydrogène et d'oxigène , r^ermé <lans uji flacon que l'on présente à la flamme d'une bougie, produit une violente détonation et donne nais-
sauce à de l*eàu. Letiiicelie électrique peut euflaiunier aussi le mélange (létoiianL
La détonation est occasionnée par la condensation ihstaiiiànée de la vapeur d'eau au contact de l'air froid. L'eau liquide occupant uii tolume près de 1700 fois moindre que là vapeur , il se forme moïheiitanément un vide dans l'intérieur dti flacon , où l'air pénètre sùbltemèrlt et 'détermine îmé détonation ààséz forte qui peut causei' laruptùtè du flacon.
On produit encore tihe forte détonation en enflammant uh riélangê d'hydrogène et d'oxigène contenu dans des bulles de savons
Pour faire cette expéHencë , on introduit un mélaûge détonatit dans une vessie garnie d'un robinet portant un tube effile qui pidtige dans Téàû de savon. Oii comprime là vessie ; le gaz qu'bh eh fait sortir forme (les bulles que Ton enflatnihe, etiihe détonation se fait entendre aussitôt.
tJne succëésiori rapide de détonations dans un tube de verre peut donner naissance à un son musical.
On constate ce phénomène , en faisant dégager lentement, par un tube effilé, l'hydrogène que Ton allume e» tenant ^u-^essus de la flamme un large tube ouvert aux deux bouts. De la série de détonations qui met en vibration la colonne d'air , résulte un son dont l'intensité varie avec le diamètre et la longueur du tube.
L'appareil employé pour cette expérience porte le nom à'Hqrinonica chimique.
La flamme d'un mélange détonant , à peine visible par elle-même, acquiert un éclat que l'œil à peine à supporter, par le contact de certains corps solides, tels que le platine, et principalement la chaux. Cette lumière a été appliquée à l'éclairage des microscopes à gaz.
La propriété que possède là mousse de platine d^enhammer l'hydrogène a servi à construire un briquet particulier, qui porte le nom de Briquet à hydrogène, dont on doit l'invention à M. Gay-Lussac.
Dans cet appareil , l'hydrogène se produit par la réaction du zinc sur l'acide sulfurique et l'eau : le gaz peut sortir par un robinet et traverser une petite grille de cuivre contenant la mousse de platiné qui détermine l'inflammation de l'hydrogène.
Le gaz prend naissance dans une cloche qui se trouve suspendue dans le flacon ; l'hydrogène ea se dégageant repousse peu à peu le liquide de U cloche, le chasse bi^tôt complétemeut , et empêche l'acide de réagir sur le zinc lorsque la cloche est remplie d'iiydrogène : par cette disposition ingénieuse le morceau de zinc se trouve préservé de l'action de l'acide lorsque la cloche est repaplie d'hydrogène, et peut servir pendant longtemps (pi. 4, fig. 3).
L'hydrogène s'extrait dé TéaU qui est formée d'oxigène et d'hydrogène .
HYDttOGÊNfi. 7
Gë liquide mis eti cohtact aveè bli coi-ps tbès avide d'oxigèiie se décompose et dégage rhydtx)gène.
Les métaux ayant eh généWil Une grand âffiiilté pour Vôxigène, on les emt)loie dans laprépftràtibh de Thydrogène.
Gértttitls m'élaui , tek que le potassium et le sodiurti , décornposent Teau à froid : ùnfragraeiit dé potàssiuhi, introduit dans une ^rouTëttfe pieiiie de mercure (Jùi contient Une petite quantité d'fettu à sa partie éu^ rieure, dégage de Thydrogèue, "et il r^te ett dissolUtioU datts reâu de Toxide de potassium (potasse).
Cette réaction est expriihée par la foTftiule suivante :
