EAU DE CRISTALLISATION
Certains sels sont toujours anhydres, meme lorsqu'ils se déposent du sein de l’eau. D’autres peuvent cristalliser avec des proportions variables d’eau, mais toujours en proportions moléculaires. Dans ce cas, pour le même sel, c’est presque toujours celui qui cristallise à la température la plus basse qui est le plus hydraté.
La teneur en eau de cristallisation modifie le plus souvent la forme cristalline.
Voici quelques exemples à l’appui des règles ci-dessus :
Température de la cristallisation.
Formule.
Forme
cristalline.
Sulfate de
sodium ....
S04Na2 -+-7H20
Pr. orthorh.
de 10 à 33°
S04Na2-b 10H3O
Pr. clinorh.
anhydre
Oct. orthor.
Borate de
sodium. . . .
au-dessous de 36°
Bo407Na2+10H20
Pr. clinorh.
au delà de 36°
Bo407Na2 -h 5H20
Oct. régul.
Sulfate de nickel
S04Ni 4- 7H20
Pr. orthorh.
S04iNi+6H20
Oct. quadr.
Phosphate
disodique. .
au-dessous de 30°
P04Na2H + 12H20 )
Pr. clinorh.
P04Na2H -f-7H20 j
Carbonate
de sodium. .
vers 10°
CO3Na2+10H2O
Pr. clinorh.
C03Na2 + 7H-0
Crist. orth.
de 80 à 100°
C03Na2 + H70
Tabl. orth.
Une foule de circonstances, du reste, influent sur la formation de ces hydrates, par exemple, la présence d’un excès d’acide ou d’autres sels.
Les différentes molécules d’eau d’un sel cristallisé ne sont pas retenues avec la même énergie.
Il y a des sels qui perdent tout ou partie de leur eau par la simple exposition à l’air libre; d’autres dans un air tout à fait sec (sous une cloche, à côté d’acide sulfurique) ou dans le vide; d’autres seulement à 100° ; d’autres enfin seulement au-dessus de 100°.
Les cristaux hydratés, généralement transparents et brillants, deviennent mats et opaques en perdant de l’eau et se résolvent en amas de petits cristaux, ou anhydres ou moins hydratés. Ainsi le carbonate de sodium, exposé à l’air à la température ordinaire, perd 5H20 sur 10 ; le sulfate de sodium devient anhydre dans les mêmes conditions. Les cristaux qui perdent ainsi de l’eau sopt dits cfflorescents. L’efflorescence est un phénomène de dissociation. Elle en suit la loi générale et atteint une limite déterminée pour
(1) Déposé d’une solution légèrement sursaturée.
EAU
chaque température. Lorsqu’un sel présente plusieurs degrés d hydratation, la tension de dissociation éprouve un changement brusque quand, partant d’un hydrate défini, on arrive à un autre hydrate (Debray).
Un sel qui n’a perdu qu’une partie de son eau par efflorescence à 1 air perd le reste à une température plus élevée, généralement à 100° et souvent au delà. Le sulfate de magnésium, qui cristallise avec 711-0, perd SILO lorsqu’on l’expose à l’air sec. Des deux molécules d’eau qui restent l’une n’est éliminée qu’à 132°, et la denière seulement à une température de 220° environ. Tous les sulfates isomorphes avec celui de magnésium sont dans le même cas (zinc, fer, etc.). Graliam a nommé eau de constitution celle qui persiste ainsi à une température élevée.
La présence de l’eau de cristallisation indue sur la couleur des sels. Ainsi le sulfate de cuivre, dont les cristaux sont d’un bleu vert, est incolore quand il est complètement desséché, et se colore de nouveau quand il s’hydrate par l’exposition à l’air, ou lorsqu’on l’humecte d’eau.
Le chlorure de cobalt anhydre ou dissous dans l’acide chlorhydrique concentré est bleu; par la dilution, il devient rose.
Certains sels sont très avides d’eau et absorbent plus ou moins rapidement l’humidité atmosphérique; ils sont dits hygroscopiques. Quelquefois, lorsqu’ils sont très solubles, comme le carbonate de potassium, le chlorure de calcium, etc., ils se liquéfient par ce fait et tombent en deliquium. Us sont dits déliquescents. Indépendamment de ces cas d’avidité extrême, d’autres sels, anhydres ou hydratés, peuvent absorber de l’eau plus ou moins rapidement de manière à former dans certains cas un hydrate défini. Si le sel est amorphe, il prend dans ce cas une structure cristalline. G’est ainsi que le plâtre ou sulfate de calcium anhydre, qui est amorphe, absorbe au contact de l’eau les deux molécules nécessaires à sa cristallisation; il augmente alors légèrement de volume, ce qui lui permet de se mouler exactement dans les formes où il est placé. Ces hydratations ont lieu avec élévation de température, qui est immédiatement appréciable si elle a lieu brusqu'ement. Ainsi, si l’on humecte d’eau le sulfate de cuivre anhydre, celui-ci en prend cinq molécules et la température du mélange s’élève au delà de 100°.
Les sels ne sont pas les seuls corps pouvant absorber l’humi-
SOLUBILITE DES GAZ.
dité (le l’air : l’acide sulfurique, la potasse, l’alcool, etc., sont également dans ce cas.
109. Eau comme dissolvant. — L’eau dissout, en quantité plus ou moins abondante, à peu près tous les corps, gazeux, liquides ou solides. Ces dissolutions s'effectuent suivant des lois très différentes, selon l’état primitif du corps qui se dissout. Les gaz en se dissolvant dégagent en effet de la chaleur par suite de leur passage à l’état liquide, tandis que les solides au contraire, et par la même raison, ont besoin d'absorber de la chaleur. Quant aux corps liquides, ils ne doivent pas déterminer de phénomène
j thermique, en admettant toutefois qu’il n’y ait aucune affinité chimique en cause, ni aucune contraction.
La solubilité a des limites variant avec certaines circonstances et l’on appelle coefficient de solubilité la quantité d'un corps que peut dissoudre 1 partie d’eau (en volumes pour les gaz ; en poids pour les solides) dans des conditions déterminées.
Certains liquides se mélangent en toutes proportions à l’eau, et réciproquement; tels sont : l’alcool, l’acide acétique, l’acide sulfurique, etc. D’autres ne s’y mélangent qu’en proportions restreintes.
Un mélange d’eau et d’éther se sépare en deux couches, et la couche aqueuse, la plus dense, retient environ 1 /1 0 de son volume d’éther; l’éther lui-même retient la même proportion d’eau.
110. Solubilité des gaz. — La solubilité des gaz ou leur absorption par l'eau produit, comme on l’a vu, un dégagement de chaleur, qui est considérable pour les gaz très solubles, comme l’ammoniaque, et l’on peut considérer la solution de ce gaz comme un mélange d’eau et d’ammoniaque liquide. Pour l’acide chlorhydrique, le phénomène thermique résultant du passage à l’état liquide est augmenté de la production de chaleur due à l’affinité chimique.
Les gaz sont d’autant moins solubles que la température de l’eau est plus élevée et, par une ébullition prolongée, ils sont complètement expulsés s’il n’y a pas combinaison, comme cela a lieu pour l’ammoniaque. Une diminution de pression exerce la même inlluence qu’une augmentation do température.
On a vu (29) quelles sont les lois de solubilité des gaz et nous ne nous occuperons ici que de la solubilité des gaz de l’air : azote, oxygène et acide carbonique. Ces gaz se dissolvant proportionnellement à la pression que chacun d’eux exerce dans le mé-
lange et suivant leur coefficient de solubilité à une température déterminée, ils se rencontrent dans l’eau dans des rapports tout différents de ceux qu’on observe dans l’air et le gaz le moins abondant, l’acide carbonique qui est contenu dans l’air dans la proportion moyenne de 4/10000, occupe au delà 2 p. 100 du mélange dissous.
En multipliant, en effet, le coefficient de solubilité de chaque gaz par sa tension, c’est-à-dire par le volume qu’il occupe dans l’air, on a :
Coefficient Proportion Mélange Mélange
de solub. à 15°. dans l’air. dissous. p. 100.
Azote 0,0148 0,7904 0,0117 63,59
Oxygène 0,0299 0,2093 0,0063 34,24
Acide carbonique. . . 1,0020 0,0004 0,0004 2,17
Ces proportions sont loin d’être fixes, la proportion d’acide carbonique étant assez variable.
L’oxygène qui, normalement, occupe à peu près le tiers du volume gazeux, peut disparaître en partie du sein de l’eau s'il y rencontre des matières oxydables. Il y a donc souvent intérêt à déterminer ces proportions, car elles influent sur la salubrité de l’eau comme nous le développerons plus loin.
111. Extraction des gaz dissous dans l’eau. — L’appareil employé pour recueillir les gaz de l’eau est très simple ; voici la
disposition adoptée par M. Peligot. On emplit complètement de l'eau à analyser un ballon de capacité connue ; on le ferme par un bouchon muni d'un tube de dégagement qu'on remplit lui-même complètement d’eau. L'extrémité libre de ce tube de dégagement Fig. 74. se prolonge par un tube
de caoutchouc qu’on fait pénétrer sous une cloche pleine de mercure et disposée sur une cuve à mercure. Lorsqu’on chauffe l’eau du ballon, elle se dilate et il en sort une petite quantité. Quand ce premier effet s est produit,
