USAGES

loi

Osann avait décrit, en 1853, un hydrogène actif, obtenu dans l’électrolyse de l’eau acidulée et comparable à l’ozone ou oxygène actif. Les phénomènes qu’il a signalés se passaient généralement au contact du platine et doivent être assimilés à ceux signalés plus haut.

85. Hydrogène naissant. — Si l’hydrogène libre ne manifeste que de faibles affinités, il en est tout autrement lorsqu’il peut exercer son action au moment même où il est mis en liberté, c’est-à-dire à Y état naissant. Il produit alors des effets de réduction ou d’hydro'génation. Il transforme l’acide azotique en ammoniaque ; les sels ferriques en sels ferreux, etc. Son emploi est surtout très fréquent dans les opérations de chimie organique. L’hydrogène naissant se fixe sur l’indigo pour donner de l’indigo blanc ; il transforme l’acétone en alcool isopropylique ; les composés nitrés en amines, par exemple la nitrobenzine en aniline.

Les procédés généralement employés pour produire l’hydrogène naissant sont :

L’action des métaux, zinc, fer, étain, sur les acides sulfurique ou chlorhydrique; l’action de l’étain sur la potasse; l’action de l’amalgame de sodium en présence de l’eau.

Voici une expérience qui met bien en évidence l’action de l’hydrogène naissant : On provoque un dégagement d’hydrogène en faisant agir le zinc sur l’acide sulfurique étendu, puis on ajoute au mélange une petite quantité d’acide azotique. Le dégagement de gaz se ralentit instantanément et peut même complément être arrêté : le zinc ne s’en dissout pas moins dans l’acide, mais l’hydrogène, au lieu de prendre l’état de gaz, agit sur l’acide azotique, et le transforme en ammoniaque dont il est facile de constater la présence, à l’état de sel, dans le mélange.

Il est rationnel d’attribuer l’activité que manifeste l’hydrogène naissant à ce que ses atomes non encore groupés en molécules sont doués de toute leur énergie et peuvent l’exercer vis-à-vis des corps en présence avant de l’exercer sur eux-mêmes.

86. Usages. — Dès l’origine de l’aérostation, onn’a pas tardé à remplacer l’air chaud des montgolfières par le gaz hydrogène, possédant une force ascensionnelle beaucoup plus considérable, soit de lk,200 par mètre cube (lk,293, poids de l’air, moins 89gr,5, poids du même volume d’hydrogène); on l’obtenait parle fer et l’acide sulfurique. Son emploi a plus tard été généralement rem-

OXYGÈNE

placé par celui du gaz; d’éclairage, beaucoup moins léger, mais plus économique et d’un emploi plus commode La grande diff lisibilité de l'hydrogène est du reste un inconvénient pour son application aux ballons. Néanmoins, il a été employé avec succès par P. Giflard pour le gonflement de son grand ballon captif pendant l’Exposition de 1878.

L’emploi de l'hydrogène pour le chauffage et pour l’éclairage a été maintes fois proposé, mais sans succès. C’est presque toujours à la décomposition plus ou moins directe de l’eau par le charbon (charbon de bois, coke, etc.), que l’on a eu recours pour cet usage.

La haute température produite par le chalumeau oxyhydrique fait employer l’hydrogène dans certaines opérations métallurgiques de laboratoire (fusion du platine).

L’hydrogène trouve un emploi fréquent dans les laboratoires pour la réduction des oxydes, chlorures, sulfures, etc. On y a souvent recours pour des opérations qui doivent avoir lieu à l’abri de l’air.

OXYGÈNE (1). — O = 15,96

Densité = 15,96 (ou 1,1056 pour air = 1). — Poids moléc. = 31,92.

87. Historique. — État naturel. — L’oxygène a été découvert par Priestley le 1er août 1774 et isolé peu après par Sclieele et par Lavoisier (Pâques 1775). C’est au génie de Lavoisier qu’on doit l’interprétation du rôle primordial que joue cet élément dans les phénomènes chimiques, notamment dans la combustion cl dans la respiration. C’est à partir de ce moment que la chimie, abandonnant les spéculations métaphysiques du phlogistique, put prendre rang dans la science réelle.

Lavoisier pensait que l’oxygène entrait dans la constitution de tous les acides et il lui donna par cette raison le nom qu’on lui a conservé (de yevvào), j’engendre, et cÇùc, acide), tel est aussi le sens du terme allemand Sauerstoff. Lavoisier l’avait d’abord nommé air vital et Priestley, air déphlo gis tiqué .

L’oxygène existe à l’état de liberté dans l'air, mélangé à quatre fois environ son volume d’azote. L’eau en renferme les 8/9 de son

(1) Nous avons exposé page 103 les raisons qui nous font étudier l'oxygène après l’hydrogène quoique sa place soit en tête des métalloïdes diatomiques.

PRÉPARATION

poids. La plupart des roches qui constituent la croûte terrestre sont formées par des combinaisons oxygénées, silicates, carbonates, etc. L’oxygène entre enfin dans la constitution d’une foule de matières organiques.

88. Préparation. — 1° Certains oxydes métalliques se dédoublent sous l’influence de la chaleur seule en métal et oxygène. Tels sont les oxydes de mercure, d’argent, d’or, de platine. C’est la décomposition de X oxyde de mercure (précipité per se) qui a conduit à la découverte de l’oxygène. Cet oxyde se dédouble en mercure et oxygène à la température de 500°. Ce procédé n’est plus utilisé pour la préparation de l’oxygène.

2° D’autres oxydes perdent seulement une partie de leur oxygène lorsqu’on les calcine. Ce sont principalement les peroxydes de manganèse , de plomb, de baryum , V acide c bromique.

Pour utiliser le peroxyde de manganèse (pyrol usité), on introduit ce minéral pulvérisé dans une cornue de grès qu’on chauffe dans un fourneau à réverbère. A la température rouge, ce peroxyde perd le tiers de son oxygène et laisse un résidu d’oxyde rouge de manganèse :

3Mn02 = Mn304 -f- O2.

Le rendement est plus avantageux lorsqu’on traite le peroxyde de manganèse par l'acide sulfurique concentré. Il abandonne alors la moitié de son oxygène :

MnO2 + S0/fH2 = S04Mn + H20 + 0.

On opère alors dans un ballon. Le peroxyde de manganèse renfermant souvent des carbonates, et même de l'azotate de manganèse, le gaz avant d’être recueilli doit traverser un flacon laveur contenant de la potasse pour retenir l’acide carbonique et les vapeurs nitriques. Ce procédé avait déjà été employé par Scbeele; il est rarement utilisé.

3° Le chlorate de potassium G103K est un sel qui perd tout son oxygène a une température élevée. C’est presque toujours à lui qu on a recours pour préparer ce gaz. Le chlorate de potassium se décompose en deux phases successives, exigeant des températures différentes. Lorsqu on fond ce sel, il commence à abandonner de 1 oxygène avec effervescence ; mais celle-ci ne tarde pas à s’arrêter et le résidu devient pâteux. Ce n’est qu’en chauffant plus fort que le dégagement de gaz reprend.

OXYGÈNE

io4

Dans la première phase, vers 350°, le chlorate s’est partiellement suroxydé aux dépens d’une partie de l’oxygène mis en liberté et s’est transformé en pcrchlorate :