CHLORE
2° Propriétés physiques et chimiques apparentes.
Couleur jaune verdâtre; odeur suffocante et très irritante.
Ce gaz est stable à la température ordinaire et jusqu’au rouge vif. Au delà, il se dissocie d’une façon progressive, en raison de l’élévation de température, en devenant monoatomique.
Non fumant à l’air.
Méd iocrement soluble dans l’eau, qu’il décompose.
Il attaque également presque tous les dissolvants, à l’exception du perchlorure de carbone, CCI4.
Les alcalis l’absorbent.
Il décolore le tournesol, l’indigo et la plupart des matières colorantes organiques.
Non combustible; éteint les corps en combustion.
Le chlore joue le rôle d’un comburant, vis-à-vis des hydrocarbures gazeux. Son mélange avec eux s’enflamme au contact d’une flamme, ou d’une étincelle; il brûle avec formation d’acide chlorhydrique fumant à l’air, et dépôt de carbone.
3° Action de La chaleur, de la lumière, de l’électricité.
Le chlore sec n’est pas modifié par ces agents. Mais, pour peu qu’il renferme des traces d’humidité, la lumière y détermine la formation d’un peu d’acide hypochloreux, qui le rend plus actif; ce qui a fait supposer l’existence d’une modification isomérique.
4° Action chimique proprement dite.
Sous l’influence de la lumière, le chlore se combine à froid avec l’hydrogène. La combinaison a lieu avec explosion, si la lumière est vive; elle est plus ou moins rapide, si la lumière est atténuée. Il en est de même et plus vivement encore du chlore avec l’acétylène. Sous l’influence de la lumière, le chlore entre de même en combinaison avec l’oxyde de carbone, le gaz sulfureux, et surtout avec les composés organiques. Il d onne ainsi lieu à des phénomènes d’addition et de substitution, ces derniers accompagnés de formation de gaz chlorhydrique :
Éthylène . G2 H4 -h Cl2 = C2II4Cl2
Formène . CIL -t- Cl* = CH5 Cl -h HCl
Le chlore gazeux enflamme le phosphore, l’arsenic, l’antimoine, le
gaz ammoniac.
MONOGRAPHIES
Il n’exerce aucune action directe sur l’oxygène, ni sur l’azote.
Il attaque immédiatement le mercure.
Il attaque, soit à froid, soit à chaud, presque tous les métaux et métalloïdes, eu formant des combinaisons.
Il détruit tous les gaz hydrogénés, à l’exception des gaz fluorhydrique et chlorhydrique.
A chaud, il déplace l’oxygène de la plupart des oxydes métalliques.
Il déplace à froid l’iode et le brome de leurs combinaisons.
En présence de l’eau, il suroxyde la plupart des corps oxydables, en prenant l’hydrogène pour son propre compte
Cl2 + H20 + M = 2IICI -h MO.
Ses réactions caractéristiques sont : la décoloration de l’indigo, qui est extrêmement sensible;
La mise à nu de l’iode dans i’iodure de potassium;
La formation de l’acide chlorhydrique aux dépens des corps hydrogénés,
Et, par suite, la décomposition de l’azotate d’argent dissous, avec production de chlorure d’argent, blanc, amorphe, insoluble dans les acides étendus, même bouillant, mais soluble dans l’ammoniaque.
5° Dosage.
On peut doser le chlore libre contenu dans un mélange gazeux par différence, en agitant avec du mercure. Il faut prolonger quelque temps l’agitation, le chlorure mercureux formé protégeant le surplus du métal.
Le dosage se fait d’ordinaire par voie humide, en dirigeant le mélange qui contient le chlore à travers une solution étendue d’iodure de potassium, et mesurant l’iode mis en liberté à l’aide d’une liqueur titrée. On a également employé une solution d’indigo pour titrer Je chlore.
On peut encore, et avec plus de rigueur, faire passer le chlore dans une solution réductrice, telle qu’une solution d’acide sulfureux non titré, ou bien une solution d’ammoniaque. On précipite ensuite le chlore dans la liqueur rendue acide, sous forme de chlorure d’argent, que l’on pèse.
Le dosage séparé du chlore libre en présence des autres gaz chlo rés, tels que l’acide hypochloreux, l’acide chloreux, l’acide hypochlorique, offre de grandes difficultés.
