G08K — KC1 + CIO'* K + O

Dans la seconde phase, à une température plus éle vée, le perchlorate abandonne tout son oxygène et laisse un résidu de chlorure:

GOK = KG + Ol.

L’arrêt qui se produit ainsi rend l'opération un peu difficile à conduire et la cornue dans laquelle on l’effectue doit être munie d’un tube de sûreté pour éviter une absorption. On écarte facilement cet inconvénient en mélangeant le chlorate de potassium avec le quart environ de son poids d’oxyde de cuivre, de peroxvde de manganèse ou d’oxyde ferrique. La décomposition du chlorate a

lieu alors du premier coup très régulièrement et même avant la fusion de ce sel. On a donné plusieurs explications du rôle joué par les corps ajoutés au chlorate. On a admis que ces corps éprouvent une suroxydation momentanée suivie immédiatement d’une réduction qui les ramène à leur état initial (Brodie). Lorsqu'on ajoute du peroxyde de manganèse à du chlorate de potassium en fusion il y détermine un dégagement subit d’oxygène.

Pour obtenir de petites quantités d’oxygène, on opère dans une cornue (fig. 06). Pour sa préparation en grand, on a recours au

PRÉPARATION

j mélange de chlorate de potassium et de peroxyde de manganèse I qu’on chauffe dans une cornue en cuivre ou en fer, terminée par un tube de dégagement en fer (fig. 57). La chaleur doit être réglée avec soin pour ne pas provoquer un dégagement trop tumultueux d’oxygène. Il est indispensable en outre de calciner préalablement l’oxyde qui doit être mélangé au chlorate afin de détruire les matières organiques qu’il pourrait contenir. Sans scs précautions, on s’exposerait à des explosions d’une extrême violence.

4°L ' hypochlorite de calcium (C10)2Ca (chlorure de chaux) étant délayé dans l’eau et additionnée d’une parcelle d’oxyde de cohalt ou d’un sel de cobalt (la liqueur étant alcaline, l’oxyde se précipite) on voit à une douce chaleur se produire un dégagement d’oxygène, qui se prolongera tant que le mélange contiendra de l’hypochlorite. Celui-ci se dédouble en chlorure et oxygène

(C10)2Ca = CaCl2 + O2.

L’interprétation de ce phénomène est la même que celle que M. Brodie a donnée de l’action exercée par les oxydes métalliques » sur la décomposition du chlorate de potassium : succession rapide de suroxydations et de réductions de l’oxyde de cohalt.

On peut obtenir un dégagement continu d’oxygène par ce procédé en disposant un lait de chaux dans une série de flacons de ' Woulff, ou de ballons dont le dernier porte le tube de dégagement, ajoutant quelques gouttes de chlorure de cohalt dans chaque flacon et faisant traverser toutle système, chauffé au bain-marie vers 50% par un courant modéré de chlore. Le chlorure de chaux est détruit au fur et à mesure de sa formation et on recueille de l’oxygène (Cl. Winckler).

Le chlorure de chaux fournit aussi de l’oxygène, mélangé d’un peu de chlore, lorsqu’on le chauffe au rouge.

5° L’oxygène prend encore naissance par l’action du chlore sur l’eau à la lumière ou à la chaleur rouge. Si l’on renverse sur 1 eau une cloche contenant de l’eau de chlore et qu’on l’expose au soleil, il se dégage peu à peu des bulles d’oxygène.

En faisant passer un courant de chlore ayant barboté dans un ballon contenant de l’eau bouillante, à travers un tube de porcelaine chauffé au rouge et renfermant des tessons de porcelaine, on recueille de l’oxygène à l’autre extrémité du tube. Le gaz doit

OXYGÈNE

être lavé par de la potasse pour le débarrasser de l’excès de chlore et de l’acide chlorhydrique formé :

Cl2 + Il20 = 2HCI + 0.

G0 L 'acide sulfurique se dédouble à une température élevée en oxygène, gaz sulfureux et eau. MM. Deville et Debray ont utilisé cette réaction pour la préparation industrielle de l’oxygène. On fait arriver l’acide sulfurique goutte à goutte, par un tube de platine, dans une cornue de grès remplie de rognures de platine ou de fragments de briques et chauffée dans un fourneau à réverbère. Les produits gazeux, après avoir traversé un serpentin refroidi, pour condenser l’eau et un peu d’acide sulfurique entraîné, pénètrent dans un grand flacon à trois tubulures et à tubulure inférieure rempli de pierre ponce, sur laquelle on fait tomber continuellement une pluie d’eau froide. L’oxygène se débarrasse ainsi de l’acide sulfureux, qui se dissout, puis est recueilli après un lavage à la soude.

7° Extraction de l’oxygène de l’air. — Certains corps absorbent l’oxygène à une température déterminée et l’abandonnent de nouveau à une température supérieure. Le mercure s’oxyde lentement pendant son ébullition à l’air et l’oxyde formé, étant recueilli et chauffé dans une petite cornue, se dédouble déjà à partir de 400° en mercure et oxygène. C’est l’expérience classique par laquelle Lavoisier a démontré la présence de l’oxygène dans l'air.

La baryte, étant chauffée dans un courant d’air au rouge sombre, en absorbe l’oxygène pour se transformer en bioxyde de baryum. Si l’on porte alors la température au rouge vif, ce bioxyde abandonne de nouveau l’oxygène absorbé, laissant de la baryte, apte à se convertir de nouveau en bioxyde (Boussingault). Après un certain nombre de ces transformations successives, la baryte perd néanmoins la propriété d’absorber l’oxygène au rouge sombre, de sorte que ce procédé n’est guère applicable dans la pratique pour la fabrication industrielle de l’oxygène.

8° Il en est un peu de même du procédé très élégant de Tessié du Motay et Maréchal, qui consiste à faire passer alternativement sur un mélange de bioxyde de manganèse et de soude un courant d’air chaud et un courant de vapeur d’eau surchauffée. Vers 450°, ce mélange absorbe l’oxygène de l’air et se convertit en manganate de sodium MnO;lNa2. Le courant de vapeur d’eau sur-

PROPRIÉTÉS PHYSIQUES

chauffée décompose de nouveau ce sel en reproduisant le peroxyde de manganèse et la soude.

Mn04Na2 + tl20 = MnO* + 2NaOH + 0.

Le mélange cesse de fonctionner après un certain temps parce que la soude se carbonate en partie par l'acide carbonique de l’air et aussi parce qu’elle se sépare peu à peu du peroxyde de manganèse de la cornue.

9° Production d’oxygène dans la nature. — L’acide carbonique est décomposé par les parties vertes des plantes, sous l’influence de la lumière. Le carbone est absorbé et l’oxygène mis en liberté.

89. Propriétés physiques. — L’oxygène est un gaz incolore et inodore. Sa densité, par rapport à l’air, est égale à 1,1056. Par rapport à l’hydrogène, elle est de 15,96. Un litre d’oxygène pèse lsr,430 à 0° et sous la pression normale.

L’oxygène a pu être liquéfié en 1877. Introduit dans l’appareil de M. Gailletet, refroidi à — 29° et exposé à une pression de 300' atmosphères, il produit un brouillard au moment de la détente; plus tard, M. Gailletet ainsi que MM. Wroblewski et Olszewski ont obtenu une liquéfaction plus complète en refroidissant le gaz par l’éthylène bouillant (22).

M. Raoul Pictet a liquéfié l’oxygène à une température de — 140° et sous une pression de 470 atmosphères (23). Il a obtenu ainsi 45 centimètres cubes d’oxygène liquide. En ouvrant le robinet du tube qui le contenait, l’oxygène s’échappa avec violence etles particules liquides parurent se solidifier. Le jet d’oxygène condensé, examiné avec un prisme de Nicol polarisait partiellement la lumière.

MM. Wroblewski et Olszewski ont utilisé l’éthylène liquide pour liquéfier l’oxygène. Ge dernier a employé une ampoule de lcc,4 de capacité, surmontée d’un tube thermométrique et mise en communication, après avoir été purgée d’air, avec un vase de fer forgé contenant de l’oxygène sous une pression de 50 atmosphères, et muni d’un manomètre. L’ampoule, étant refroidie à — 139° par la volatilisation de l’éthylène liquide dans le vide, sa communication a été établie avec le réservoir d’oxygène ; ce gaz s’y est alors liquéfié. Ayant noté la température et la pression, qui étaient de — 139° et de 22atm,5, il a déterminé la quantité d’oxygène condensé en le recueillant ensuite sous forme de gaz, après avoir supprimé la communication avec le réservoir d’oxygène. Connais-

OXYGÈNE

sant ainsi la quantité d’oxygène ayant occupé le volume de l’ampoule il en a déduit la densité de l’oxygène liquide.

D’après les premières déterminations de M. Pictet, déduites de la quantité d’oxygène condensé (ce qui était indiqué par la pression de l’appareil contenant un poids déterminé d’oxygène) et du volume qu’il devait occuper dans le tube, étaitarrivé aune densité égale à 1 environ. M. Wroblewski est arrivé au nombre 0,899, M. Olszewski à 0,8737 pour la température de — 139°, et à 0,7o55 pour une température de — 129°5, ce qui donne un coefficient de dilatation de 0,01706. Il est à remarquer que ces chiffres se rapportent à une température très voisine du point critique qui, d’après M. Wroblewski, est situé à — 118° (pression de 30 atmosphères). D’après le même auteur, l’oxygène liquide bout à — 184° et sa densité à — 11 8° est 0,6 et à — 200°, 1,24.

Le gaz oxygène est très peu soluble dans l’eau. Un litre de ce liquide en dissout 41 centimètres cubes à0°, 32 centimètres cubes à 10° et 28 centimètres cubes à 20°. Il est beaucoup plus soluble dans l’alcool, qui en dissout 284 centimètres cubes par litre à la température ordinaire.

L’oxygène se dissout dans l’argent fondu et dans la litharge en fusion; au moment où ces corps se solidifient, l’oxygène dissous se dégage brusquement en produisant un phénomène désigné sous le nom de rochage.

L’oxygène est le moins réfrangible de tous les gaz et son indice de réfraction est 1,000272. Le spectre de l’oxygène offre des raies irrégulières qui dominent surtout dans le bleu.

90. Propriétés chimiques, combustions. — L’oxygène se eombine directement à la plupart des corps simples. Seuls les métaux précieux et quelques métalloïdes (chlore, brome) ne donnent qu’indirectement des composés oxygénés. Le fluor est le seul élément qui ne s’y combine dans aucune circonstance.

La combinaison directe de l’oxygène a souvent lieu avec un grand dégagement de chaleur et de lumière, en produisant des combustions vives. Le charbon, le phosphore, le soufre, brûlent avec éclat dans l’oxygène en donnant les anhydrides carbonique, phosphorique, sulfureux. Beaucoup de métaux sont dans le même cas, par exemple le fer, le zinc et surtout le magnésium, qui donnent des oxydes. Ce sont là des expériences très brillantes qu'il nous suffira de signaler ici.

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES

Los phénomènes de combustion vive ne s’efTectuent qu’à une empérature déterminée pour chaque corps. Mais une fois commencés ils se poursuivent d’eux-mêmes, par suite de la grande quantité de chaleur dégagée : la température produite est bien -supérieure à celle qui est nécessaire pour commencer la combinaison. Le phosphore s'enflamme déjà vers 50°; le soufre à 250°. Le phosphure d’hydrogène liquide, le zinc-éthyle s’enflamment à l’air à la température ordinaire, l’hydrogène à 500°. La plupart des autres corps doivent être préalablement portés àl’incandescence, par exemple le charbon. Il suffit qu’il y ait un point en incandescence pour que la combustion devienne immédiatement Lénergique. C’est ainsi qu’on reconnaît l’oxygène libre : une allumette ou une bougie présentant un point en ignition se rallument vivement dans l’oxygène.

Pour brûler le fer, le zinc, le magnésium, on amorce ces métaux, qu’on emploie en lames ou en fils, avec un morceau d’amadou ou une parcelle de soufre auxquels on met le feu.

L’hvdrogène brûle avec un grand éclat dans l’oxygène.

Les phénomènes d’oxydation ne sont pas toujours accompagnés de lumière. Beaucoup de corps s’oxydent lentement au contact de l’oxygène,

oxygène, sans qu’il y ait production apparente de chaleur. Ces phénomènes portent le nom de combustions lentes.

e phosphore s’oxyde lentement dans l’oxygène en donnant de '.'anhydride phosphoreux et, la température s’élevant peu à peu par cette oxydation, le phosphore finit par s’enflammer. Le fer exposé i l’air humide se rouille . Ici la production de chaleur ne se manifeste pas, parce que le phénomène thermique ne s’accomplit qu’avec une grande lenteur et par là même cesse d’être perceptible. La combustion lente du phosphore, qui a lieu avec production de fumées blanches, dégage au contraire assez de chaleur pour que celle-ci détermine bientôt la combustion vive.

La respiration n’est autre chose qu’une oxydation lente des matériaux de l’organisme, qui s’effectue dans le sang et qui produit de l’acide carbonique et de l’eau.

La présence des corps poreux peut déterminer la production d’oxydations lentes. Si l’on humecte du noir de platine avec de l’alcool en présence de l’oxygène ou de l’air, l’alcool est converti en aldéhyde ou en acide acétique. Si l’on plonge dans la vapeur d’éther mélangée d’un peu d’air un fil de platine porté à l’incan-

OXYGÈNE

descence, l’éther est de même converti en aldéhyde et le platine reste incandescent, tant par suite de la chaleur dégagée par cette combustion lente que par le fait de la condensation des gaz et vapeurs dans scs pores.

Les phénomènes qui se passent dans l’oxygène pur s'effectuent aussi dans l’air atmosphérique dont il est l’un des éléments; seulement cet oxygène étant dilué dans quatre fois son volume d’azote, gaz inerte, ils s’accomplissent plus lentement et avec moins d’intensité ; mais la chaleur de combustion est la même, les produits de combustion étant les mêmes. Seulement la température effective produite est moins élevée, l’azote qui accompagne l’oxygène absorbant une partie de la chaleur.

91. Flamme. — Les combustions vives se manifestent soit par une incandescence, soit par une flamme. Le premier de ces phénomènes se produit pour les corps fixes ou pour ceux qui brûlent à une température inférieure à leur point de volatilisation : le charbon, le fer et d’autres métaux brûlent avec incandescence mais sans flamme. Au. contraire, la combustion d’un gaz ou d’une vapeur, d’un corps se réduisant en vapeur ou bien se décomposant avec production de gaz à la température de la combustion, brûlent avec flamme. C’est ce qui a lieu pour tous les gaz combustibles, hydrogène, oxyde de carbone, etc. ; pour les vapeurs combustibles, par exemple de l’alcool, le sulfure de carbone, etc. Le phosphore, le soufre brûlent avec flamme parce qu’ils se volatilisent et que c’est leur vapeur qui brûle; le zinc porté à une température élevée brûle également avec flamme, ainsi que le magnésium ; c’est que la température produite par la combustion est suffisante pour volatiliser ces métaux.

Dans un grand nombre de cas, la llamme est produite par un corps qui se décompose en donnant des gaz ou vapeurs combustibles. C’est le cas pour la houille, la cire, la stéarine, l’huile, etc. Considérons la flamme d’une bougie ou d’une lampe. La cire, la stéarine commencent par fondre et s’élèvent alors dans la mèche de la bougie par capillarité, comme le fait immédiatement l’huile. Une fois la mèche allumée, la température est suffisante pour fondre d’abord le combustible s’il est solide et pour le décomposer ensuite avec production de gaz combustibles.

Si l’on examine la structure de la flamme d’une bougie (fig. 08), on remarque un noyau central allongé et obscur a , entouré d’une gaine