VARIATIONS DE LA SOLUBILITÉ

ensuite à mesure que la température continue à s’élever. Gela a lieu notamment pour le sulfate de sodium, dont la solubilité s’accroît jusqu’à 33°, puis va en diminuant. Il est à remarquer que ce sel est hydraté jusqu’à cette température, à partir de laquelle il est anhydre; ce n’est donc pas en réalité le même sel qui est dissous.

On représente graphiquement les variations de solubilité des sels par des courbes, dont les ordonnées représentent les tempé-

ratures et les abscisses la quantité de sel dissous dans 100 parties d'eau. Les courbes de solubilité des sels dont la solubilité croît proportionnellement avec la température, sont des lignes droites. Celle du sulfate de sodium (calculé comme sel anhydre) s’élève jusqu à 33°, puis s’abaisse lentement jusqu’au point d’ébullition de la solution. Celle du chlorure de sodium est une ligne droite presque parallèle à la ligne des abscisses. L’eau à 0° dissout 13p d’azotate de potassium; 1001’ à 56°; 200p à 87°; 246p à 100°.

EAU

En raison do cet accroissement considérable, la solubilité de ce sel est figurée par trois courbes successives qui doivent se faire suite.

Pour connaître la solubilité d’un corps solide à une température donnée, on évapore un poids P de la solution saturée à cette température. Le poids du résidu étant P', le poids de l’eau sera P P'.

La solubilité rapportée à 1 00 p d’eau sera alors x =](){)

115. Solubilité simultanée de plusieurs sels. — Dans le cas des mélanges de plusieurs sels en dissolution, la solubilité de chacun d’eux peut être profondément modifiée. Deux cas principaux se présentent :

Ou bien les deux sels (si l’on n’en envisage que deux) dérivent du même acide ou renferment le même métal;

Ou bien les deux sels sont de nature différente, et par l’acide et par le métal.

Dans le premier cas, on remarque en général une diminution dans la solubilité de chacun des sels, ou au moins de l’un d’entre eux. Ainsi, si dans une solution saturée de sulfate de potassium on dissout un sel isomorphe plus soluble, le chromate de potassium, le sulfate se séparera finalement d’une manière complète. L’addition d’azotate d’ammonium aune solution concentrée d’azotate de potassium, .ou réciproquement, provoquera la séparation d’une partie du sel primitivement dissous. De même, le chlorure de magnésium diminuera la solubilité du chlorure de sodium, etc.

Dans le second cas, au contraire, la solubilité d’un sel est augmentée par la présence d’un second sel de nature différente. Si l'on dissout, par exemple, du chlorure de sodium dans une solution saturée d’azotate de potassium, la solution deviendra apte à dissoudre une nouvelle quantité de celui-ci, puisque en réalité elle n’en est plus saturée. Que se passe-t-il, en effet? une double décomposition partielle et la solution renferme non pas les deux sels dissous directement, mais, en outre, du chlorure de potassium et de l’azotate de sodium.

Si à une solution saturée de chlorure d’ammonium, renfermant dans 100 centimètres cubes 37sr,98 de ce sel à 18°, on ajoute de l’azotate de potassium en excès, on trouvera que 100 centimètres cubes du mélange renferment 37er,08 de ce second sel.

Si, inversement, on ajoute du chlorure d’ammonium solide et en excès à une solution saturée d’azotate de potassium renfermant

SURSATURATION.

30gr,56 de sel à 18°, on trouvera que la solution renferme 44gr,33 de sel ammoniac. Ainsi, dans les deux cas, la solution primitive aura dissous une quantité plus grande du second sel que n’en dissoudrait l’eau pure. Enfin, si l’on dissout simultanément dans l’eau les deux sels, maintenus en excès, la solution renfermera 39=r,8 de sel ammoniac et 38çr,6 d’azotate de potassium.

On peut démontrer directement la double décomposition de deux sels dissous : la dissolution du sulfate de cuivre est bleue, celle du chlorure est verte. Si l’on ajoute du chlorure de sodium à la solution du sulfate, la couleur bleue virera au vert.

Si l’on a dissous simultanément à saturation plusieurs sels dans l’eau, c’est le sel le moins soluble qui cristallisera le premier, que le sel ait été introduit directement dans la solution ou qu’il résulte d’une double décomposition entre les sels dissous. Ainsi une solution mixte de sulfate de sodium et d’azotate de potassium abandonnera d’abord du sulfate de potassium par l’évaporation. D’un autre côté, si l’on dissout à saturation de l’azotate de sodium et du chlorure de potassium et qu’on évapore la solution à 100°, c’est du chlorure de sodium qui cristallisera, ce sel étant beaucoup moins soluble à cette température que les autres sels qui se trouvent en dissolution.

116. Sursaturation. — De même qu’un corps peut se maintenir en sur fusion à une température inférieure à son point de solidification, un corps dissous à chaud dans l’eau peut ne pas se déposer par le refroidissement, quoique à la température finale la proportion de sel dissous dans l’eau soit supérieure à son coefficient de solubilité à la même température. La solution est alors sursaturée et ce phénomène est tout à fait assimilable à la surfusion, le corps dissous pouvant être envisagé comme en fusion.

Un grand nombre de sels fournissent ainsi des solutions sursaturées; nous citerons principalement le sulfate de sodium et l’hyposulfitc de sodium.

La sursaturation d’une solution cesse dès qu’on la met en présence d’un cristal du corps dissous ou d’un corps isomorphe, c’est-à-dire ayant même constitution chimique en même temps que même forme cristalline (22). C’est pourquoi une solution ne peut se sursaturer si elle est en présence d’un excès de sel solide.

Quand une solution sursaturée cristallise, elle le fait subite- I. — Chimie minérale. 14

ment, et comme il y a passage de l’état liquide à l’état solide, il y a dégagement de chaleur. Ce dégagement n’est pas appréciable dans une cristallisation lente en raison de la petite quantité de chaleur mise en liberté dans un court espace de temps.

Voici quelques expériences de sursaturation. On dissout à chaud et à saturation du sulfate de sodium dans l’eau, et on filtre la solution chaude; on fait bouillir quelques instants la solution filtrée, afin de débarrasser la paroi du vase des cristaux qui auraient pu s’y déposer par l’évaporation de quelques gouttes de solution, puis on laisse refroidir en recouvrant la fiole avec une feuille de papier humide ou un tampon d’amiante. La solution reste alors sursaturée. Pour faire cesser la sursaturation, il faut introduire dans la solution une parcelle de sulfate de sodium cristallisé, SO'*Na2-f- lOtPO. Le contact de l’air extérieur arrivant sur la dissolution peut aussi produire le phénomène; mais on a démontré que cette action de l’air est due à des parcelles microscopiques de sulfate de sodium en suspension dans l’air. Si l’on a soin de filtrer l’air pour le débarrasser des parcelles solides, en le faisant passer sur de l’amiante ou sur une colonne de coton, il est en effet sans action.

Le sulfate de sodium peut exister anhydre , et c’est à cet état qu’il se sépare lorsqu’on chauffe sa solution saturée à 33° (maximum de solubilité) à une température plus élevée. Il peut de plus cristalliser avec 7 ou avec 10 molécules d’eau de cristallisation. Chose remarquable, le sulfate anhydre ne fait pas cesser la sursaturation, et celle-ci peut même se produire lorsque la solution est en présence de ce sel anhydre. Le sel avec 7 H20, qui prend naissance à 6 ou 8° n’empêche pas non plus la sursaturation et ne la fait pas cesser. C’est le sel à 10 molécules d’eau qu’il faut faire intervenir pour cela, ou bien un sel isomorphe, par exemple le chromate de sodium CrOh\Ta2-f- 10 H20. Si le sulfate de sodium renferme en même temps un sel de nature différente en dissolution, celui-ci restera dissous.

L’hyposulfite de sodium S203Na2 + 5H20 se prête aussi très bien à reproduire les phénomènes de sursaturation. Ce sel fond à 4o° dans son eau de cristallisation et reste alors liquide à la température ordinaire. L’addition d’un petit cristal déterminera immédiatement la cristallisation de toute la masse, et la température remontera immédiatement dans le voisinage de 45°.