S0>,HO = SHO

Le tinc déplace purement et simplement l'hydrogène de l'acide sulfurique hydraté pour former du sulfate de zinc.

SÛ*,ZuO = SZnO*

La réaction est donc représentée par l'équation suivante :

SHO* + Zn = SZnO» + H

Acide Sulfils

Pour obtenir du gaz hydrogène pur, il est nécessaire d'employer des. matériaux qui soient purs eux-mêmes.

Il est très-essentiel aussi d'ajouter l'acide sulfurique par petites portions; autrement la réaction serait trop vive et pourrait donner lieu a une élévation notable de la température. Il pourrait en résulter non-seulement un dégagement tumultueux du gaz et un débordement du liquide, mais encore la réduction d'une petite portion de l'acide sulfurique. Cette réduction donnerait lieu à la formation d'une petite quantité d'hydrogène sulfuré. En effet, par la perte totale de son oxygène, l'acide sulfurique se trouverait ramené a l'état d'hydrogène sulfuré : ,

SHO» + H* = SH h H*0*

Acide Hjdmjtna Em.

■n Un ri i] ne. iDllarc.

HYDROGÈNE

La purification du tinc n'est point chose facile, et ce mitai retient généralement des traces de charbon, de silicium et même de soufre et d'arsenic. Ces métalloïdes, en se combinant avec l'hydrogène naissant, donnent lieu i la formation de petites quantités d'hydrogène carboné, d'hydrogène silicîé, d'hydrogène sulfuré et d'hydrogène arsénié. Ces corps sont gazeux et te dégagent avec la masse de l'hydrogène. 11 est quelquefois indispensable de débarrasser celui-ci de ces impuretés et de la Tapeur d'eau qu'il entraîne. On a recours alors à l'action de certaines matières absorbantes et on emploie la disposition que nous décrirons plus loin en traitant de la synthèse de l'eau.

Propriétés physique*. — L'hydrogène est un gaz incolore. 11 est sans odeur lorsqu'il est pur. C'est le plus léger de tous les corps. Sa densité est = 0,06926. i litre de ce gaz pèse 0«',089, tandis qu'on litre d'air pèse t*r,293. L'hydrogène est donc 14 fois et demi plus léger que l'air. En raison de sa légèreté, on l'emploie pour gonfler les aérostats. Il est considéré comme permanent

D'après M. Magnus, l'hydrogène est le seul gaz doué d'une conductibilité appréciable pour la chaleur, conductibilité qui augmente avec la tension. Cette propriété physique, jointe à l'ensemble des caractères chimiques de l'hydrogène, tend à rapprocher ce gaz des métaux.

L'hydrogène est un gaz très-diffusible : il traverse plus facilement que tous les autres gaz les membranes végétales ou animales, ou les plaques poreuses. Pour mettre en évidence cette diffusibilité, qui D'est autre chose qu'une endosmose gazeuse, M. Graham fait l'expérience suivante :

Il remplit d'hydrogène sur le mercure un tube A, fermé à la partie supérieure par une plaque mince de graphite aa (fig. 2).

Au travers de cette plaque il s'établit un échange de gaz entre „, l'air et l'atmosphère intérieure du tube; mais l'hydrogène s'échappe de celui-ci beaucoup plus rapide- *"■*• 2-

ment que l'air n'y rentre, de telle sorte qu'on voit le mercure s'élever dans l'intérieur du tube.

28 HYDROGÈNE

Propriété» chimiques. — L'hydrogène est un gaz combustible : lorsqu'on approche une bougie allumée d'une éprouvette remplie de ce gaz et qu'on a renversée à l'air, il brûle avec une flamme pale : le produit de cette combustion est de l'eau.

Une expérience biéiF&'mple permet de démontrer ta formation de l'eau dans ces circonstances.

De 1'bydrogëne dégagé par l'action de l'acide sulfurique étendu sur le zinc, et desséché par son passage a travers une colonne de chlorure de calcium, substance très-avide d'eau, s'échappe par l'orifice d'un tube effilé.

On l'enflamme et l'on fait descendre nne cloche bien sèche jusqu'au-dessous de l'orifice du tube effilé (fig. 3). Les parois de cette

Ftjf. 3.

cloche se couvrent d'abord d'un nuage, et puis de petites gouttes qui se réunissent bientôt et viennent ruisseler vers le bord. C'est Cavendish qui fil le premier une expérience de ce genre.

E» voici une autre qui est connue sous le nom d'harmonica chimique ou d'orgue philosophique. Un jet d'hydrogène s'échappe par l'orifice effilé d'un tube vertical. On allume le gaz et on fait pénétrer la flamme dans l'orifice d'un gros tube qui est ouvert par les deux bouts et qu'on abaisse peu à peu. On voit alors la flamme se rétrécir et on entend un son discordant ou harmonieux, suivant la position de la flamme. Ce son est évidemment produit par les vibrations de la masse d'air qui traverse ce tuyau, vibrations qui

ibyGoOgk .

HYDBOGÊNE. 39

résultent elles-mêmes d'une série de détonations très-rapprochées. H. Faraday admet que le courant d'air ascendant entraîne avec lui de l'hydrogène qui vient brûler au dessus de la flamme. De là des détonations qui se succèdent sans cesse.

H. Scbrœlter a donné une autre explication de la cause du son dans l'harmonica chimique (flg. 4). Il admet qu'indépendamment de la flamme allongée et jaune, il existe une autre flamme bleue et pâle, qui semble rentrer par la pointe dans le tube de dégagement lui-même. Cette flamme intérieure n'est visible que dans l'obscurité. Les deux flammes ont pour base commune l'orifice du tube effilé : elles ne brûlent point simultanément, mais elles se succèdent à des intervalles très-courts. Il en résulte des intermittences tellement rapprochées qu'elles sont insaisissables pour l'observateur.

Ces intermittences déterminent dans la colonne d'air des vibrations qui produisent le son.

Un jet d'hydrogène brûle "&'

dans une atmosphère d'oxygène avec un éclat plus vif que dans l'air atmosphérique. Cette flamme ainsi alimentée par l'oxygène est le siège d'une température extrêmement élevée que M. E. Becquerel évalue à 1700°. Aussi se sert-on du chalumeau à gaz hydrogène et oxygène pour fondre des corps très-réfractaires tels que le platine. Exposé à la température de cette flamme, l'argent disparaît rapidement en donnant une vapeur épaisse.

Lorsqu'on approche une bougie allumée d'un mélange de 2 volumes d'hydrogène et de 1 volume d'oxygène, la combinaison des deux gaz s'effectue avec une violente explosion. Ce phénomène a pour cause l'expansion extraordinaire de la vapeur d'eau au moment de sa formation, expansion qui chasse cette vapeur hors du vase, et à laquelle succède une condensation subite; cette condensation occasionne une rentrée brusque de l'air, qui subit ainsi un double ébranlement.

Lorsqu'on présente à l'extrémité d'un jet d'hydrogène qui

s'échappe dans l'air par un tube effilé une mèche d'amiante sur laquelle on a déposé du noir de platine, on voit cette poussière noire devenir incandescente et enflammer le jet d'hydrogène luimême.

Cette expérience réussit aussi avec l'éponge de platine. On sait que Dcebereiner a employé cette substance dans la construction du briquet à gaz hydrogène qui porte son nom. On admet que le platine très-divisé ou spongieux possède la propriété de condenser les gaz dans ses pores, et que, ainsi condensés, les gaz se combinent. La chaleur produite par cette combinaison porte le platine à l'incandescence.

Une bougie allumée que l'on plonge dans une éprouvette remplie de gaz hydrogène s'éteint après avoir enflammé le gaz. L'hydrogène est donc impropre à la combustion.

Il est aussi incapable d'entretenir la respiration des animaux. Un oiseau que l'on introduit dans une cloche remplie de gaz hydrogène tombe asphyxié au bout de quelques instants. Irrespirable, l'hydrogène n'est pas délétère : il asphyxie sans empoisonner. Lorsqu'il est mêlé à une quantité suffisante d'oxygène, il peut entretenir la respiration. M. Regnault a fait vivre des animaux dans des atmosphères renfermant de l'oxygène auquel il avait ajouté de 53 à 76 */• d'hydrogène. Dans ces conditions, la respiration s'accomplit sans la moindre gène, comme dans l'air atmosphérique. II n'en serait pas de même si l'hydrogène était un gaz délétère comme l'acide carbonique ou l'oxyde de carbone.

L'oxygène, un des corps les plus répandus dans la nature, un des éléments de l'eau, un des constituants de l'air atmosphérique, a été découvert par Priestley au mois d'août 1774. Il a été isolé un peu plus lard par Lavoisier (Piques 1775) et par Scheele (1755).

Préparation. — On le retire de corps riches en oxygène, tels que le peroxyde de manganèse ou le chlorate de potasse.

1. Calcination du peroxyde de manganèse. — Le peroxyde de manganèse constitue un minéral assez abondant qu'on désigne sous le nom de pyrolutite. On le réduit en poudre et on l'introduit dans une cornue en terre qu'on chauffe graduellement jusqu'au rouge dans un fourneau à réverbère (fig. 5).

Il se dégage d'abord de l'air, qui est chassé peu à peu par l'oxy-

zeoby G00gk

gène. On recueille celui-ci dans des vases remplis d'eau, lorsqu'il est assez pur pour rallumer vivement une allumette présentant un point en ignition.

Fig. 5.

En se décomposant au rouge, le peroxyde de manganse perd le tiers de l'oxygène qu'il renferme, et se translorme en oxyde rouge de manganèse. Cette décomposition est représentée par l'équation suivante :

SMnO* = 0» + Mn»0*

Bioijde da Oijdo range

nuiulH. de ma.cgiD.iK.

Les minéraux que l'on trouve dans le commerce sous le nom de manganèse ne sont pas toujours du bioxyde pur (pyrolusîte). Celui-ci renferme souvent à l'état de mélange de l'hydrate manga-

nique Mn*O3,H0 (acerdèse), et de plus une petite quantité de carbonate de chaux. En se décomposant par la chaleur, l'hydrate manganique dégage de la vapeur d'eau, qui apparaît avant l'oxygène. De son côté, le carbonate de chaux abandonne au rouge de l'acide carbonique qui se mêle avec l'oxygène. Avant de recueillir ce dernier gaz, on peut le faire passer à travers une solution de potasse caustique qui retient l'acide carbonique.

M. Boussingault a fait voir récemment que le peroxyde de manganèse du commerce renferme de petites quantités d'acide azotique à l'état d'azotate. Cet acide se décompose au rouge en oxygène et en azote. Aussi l'oxygène préparé par la calcinalion du peroxyde renferme-t-il généralement une petite quantité d'azote dont il est impossible de le débarrasser.

2. Décomposition du peroxyde de manganèse par l'acide mlfurique. — Ce procédé, qui est rarement employé aujourd'hui, a été indiqué par Scheele. D consiste à chauffer du peroxyde de manganèse avec de l'acide sulfurique concentré. Le mélange est placé dans un ballon muni d'un tube de sûreté et d'un tube de dégagement. La réaction donne lieu à un dégagement d'oxygène et à la formation du sulfate manganeux SMnO* (ou sulfate de protoxyde de manganèse MnO,SOa).

MnO1 + SHO* = SMnO» -| HO + 0

Bioijdads Acide SalfiM tu. OlTS-

mU|Ul«. lulforiqne. mugunii.

3. Décomposition de l'oxyde rouge de mercure par la chaleur. — Lorsqu'on chauffe l'oxyde rouge de mercure (oxyde mercurique) HgO à une température voisine du rouge, il abandonne tout son oxygène, et donne du mercure métallique qui se condense dans les parties froides de l'appareil. Ce procédé a été employé par Priestley et par Lavoisier. Il est inusité aujourd'hui.

4. Décomposition du chlorate de potasse par la chaleur. — Le chlorate de potasse se décompose facilement par la chaleur en oxygène et en chlorure de potasiura; cette réaction est une source abondante d'oxygène pur et fournit un moyen très-commode pour préparer ce gaz. On place le chlorate de potasse dans une cornue de verre, de manière à la remplir jusqu'au tiers environ {fig. 6). Au bec de la cornue on ajuste un tube abducteur qui plonge sous la cuve à eau, ou sous la cuve à mercure. On chauffe ensuite la cornue. Après avoir perdu une trace d'eau interposée entre ses cristaux, le chlorate fond et abandonne ensuite de l'oxygène qui

se dégage avec effervescence. Au bout de quelque temps, la masse devient pâteuse et le dégagement se ralentit. On active alors le

Fig. 8.

feu et od achève la décomposition. Cette décomposition offre deux phases. Dans la première, une portion de l'oxygène, au lieu de se dégager, se reporte sur une partie du chlorate de potasse pour le transformer en perchlorate,