ACIDE HYPO-CHLOREUX. - CHLORURES DE POTASSE ET DE SOUDE

CHLORIDE HYDRIQUE ;• CHLORATE POTASSIQUE.

Chlore.

Formule . n Cl

Poids atomique. . . = 221,26 Équivalent . 442,52

§ 16. Ce corps, connu d’abord sous le nom d’acide muriatique déphlogistiqué , ou d’acide muriatique oxigéné, reçut le nom de chlore après que de nombreuses expériences faites , tant par Dav.y que par Cay-Lussac et Thénard, eurent démontré que , dans l’état actuel de la science, il est indécomposable, et fonctionne à la manière des corps simples. Schéele, à qui l’on doit l’importante découverte du chlore , avait parfaitement établi l’action qu’exerce ce corps sur les matières colorantes organiques qu’il blanchit ; mais il était réservé à l’illustre Berthollet de comprendre, au point de vue des applications, toute la portée de cette découverte. C’est en effet le dernier de ces savants qui, tout en enrichissant la science d’expériences nouvelles sur le chlore et ses composés , a fait connaître les immenses avantages que l’industrie pouvait tirer de l’emploi raisonné de ce corps simple.

Quand on se reporte à une époque non encore éloignée , où il fallait des semaines pour blanchir des toiles écrues et les mettre en état de recevoir l’impression des couleurs , et non moins de temps pour aviver, sur le pré, les couleurs garancées, et blanchir le fond des tissus qui sortaient du garançage, tandis qu’à l’heure qu’il est , grâce à l’emploi du chlore , cette double opération se fait du jour au lendemain , on ne peut s’empêcher de regretter que cet homme de génie , qui a si largement doté l’industrie , nous ait été enlevé avant d’avoir pu T 2

recueillir toute la gloire que l’application de ses utiles découvertes attache à son nom.

§ 17. Le chlore gazeux n’est point un produit du commerce ; il doit donc être préparé daiis les laboratoires. La préparation de ce gaz se trouve consignée dons la plupart des ouvrages de chimie ; nous n’en parlerons donc que pour faire observer qu’il convient d’en opérer le dégagement sous la plus faible pression possible, pour éviter les fuites, et partant les incommodités qu’il causerait nécessairement aux ouvriers ou autres personnes qui travailleraient sous cette influence.

Pour laver le gaz chlore, on le dirigera au fond, non pas d’un flacon plein d’eau, mais bien d’un vase, rempli de cailloux de ponce ou de verre pilé humecté. Ces corps divisant les bulles de chlore, celui-ci sera mieux lavé par cette disposition que s’il traversait simplement une colonne d’eau. Pour en opérer la dissolution, il faut s’arranger de manière que le chlore n’arrive qu’à la surface du liquide; on évitera ainsi l’effet de la pression de ce dernier, et l’absorption du gaz sera favorisée à l’aide d’un agitateur particulier.

Ajoutons encore que dans la préparation du chlore il faut bien se garder d’employer, ainsi que quelques chimistes le recommandent, le suroxide manganique pulvérisé, car celui-ci se tasse au fond des vases et en détermine très souvent la rupture ; il convient mieux de l’indroduire en petits fragments dans les dames-jeannes. Cela est préférable aussi en ce sens que le chloride hydrique pénètre mieux dans toutes les parties du suroxide ; que la décantation du chlorure manganeux , qui devient nécessaire au bout d’un certain temps , est plus facile ; et qu’enfin, pour entretenir l’opération, il ne faut qu’ajouter une certaine quantité de chloride hydrique et de suroxide manganique frais.

§ 18. Le chlore libre est plus rarement utilisé maintenant qu’autrefois. On l’employa d'abord à l’état gazeux; plus tard, en dissolution dans l’eau , pour immerger les tissus écrus qu’on

voulait blanchir. Ces différentes manières de sè servit du chlore sont abandonnées dans presque tous les ateliers de toiles peintes, parce quelles mettent le fabricant dans l’obligation de faire préparer chez lui tout le chlore dont il a besoin , et de surveiller, par cela même, une opération délicate tout en dehors de celles qui doivent l’occuper.

Une simple raison d’économie devait aussi faire mettre de côté de pareils procédés, qui nécessitaient ou l’emploi du suroxide manganique et du chloride hydrique, trop cher dans' les localités où ce dernier ne peut être utilisé comme produit secondaire de la fabrication de la soude, ou celui de ce même suroxide avec un mélange d’acide sulfurique et de sel marin, qui donnaient pour résidu du sulfate manganeux et du sulfate sodique en combinaison, qu’on ne peut utiliser ni comme sel sodique ni comme sel manganeux.

La découverte d’un composé solide, formé de l’union du chlore avec la chaux (chlorure de chaux) , dans lequel se retrouve tout le pouvoir décolorant du chlore , et qui est d’un transport facile , a eu pour résultat tout à la fois de diminuer les dépenses du fabricant, et de placer les fabriques de chlore dans les conditions les plus normales , en les annexant aux fabriques de soude , dans lesquelles , auparavant , il y avait des masses considérables de chloride hydrique qui se dégageaient, et en pure perte.

§ 19. Plusieurs combinaisons du chlore sont mises à profit dans les établissements de toiles peintes ; elles ne doivent pas être confondues sous le point de vue de leurs applications. Les unes sont décolorantes par elles-mêmes (acide hypo-chloreux) ; d’autres n’ont besoin, pour acquérir cette propriété, que de subir l’action déplaçante d’un acide (les chlorures de potasse, de soude et de chaux) ; d’autres enfin ne sont point décolorantes , et ne le deviennent qu’ autant que des phénomènes d’altération s’accomplissent en leur présence et par leur concours (les chlorates, les chlorures et le chloride hydrique).

§ 20. Applications. Indépendamment des combinaisons dans lesquelles le chlore entre comme partie constituante, et que nous aurons occasion d’examiner plus loin , le chlore et ses composés sont employés : 1° pour blanchir les tissus écrus ; 2° pour blanchir les fonds blancs qui , pendant le garançage , se sont salis ; 3° pour aviver les couleurs ; k° pour déterminer la formation spontanée de certaines couleurs qui ne se développent que par une oxidation. C’est ainsi que l’indigo blanc passe immédiatement au bleu par le chlore ou une de ses préparations , employée en proportion convenable , et que l’oxide manganeux passe subitement à l’état de suroxide ; 5° pour enlever la couleur sur des fonds teints unis, de manière à y produire des sujets blancs ou colorés. Cette opération est désignée sous le nom d [enlevage. Toutes ces applications découlent de l’action énergique qu’exerce le chlore sur l’hydrogène, soit qu’il l’enlève directement à la matière organique pour la transformer en d’autres produits , soit qu’il décompose l’eau en s’emparant de celui qu’elle contient, et en mettant l’oxigène en liberté. Le chlore est donc, dans de certaines circonstances, à envisager comme agent déshydrogénant , et dans d’autres , comme agent oxidant.

Acicle hÿpo-chlùreux .

Formule . — Ci-

Équivalent . . — 542,54

§ 21. L’acide hypo-chloreux est un produit de laboratoire ; on l’obtient facilement par le procédé indiqué par M. Ballard, et qui consiste à verser dans un flacon de 1 à 2 litres , rempli de chlore, 30 à 50 grammes d’eau tenant en suspension de l’oxide mercurique pulvérisé fin. En agitant le flacon, le chlore ne tarde pas à être absorbé, et de jaune-verdâtre qu’il était, il devient incolore. L’absorption du gaz ayant eu lieu, on dirige au fond dudit flacon un courant de chlore qui déplace l’air ; quand on juge que le flacon est plein de chlore, on agite de

nouveau, et ainsi de suite, jusqu’à ce que l’oxide mercurique ait complètement disparu. Toutes les fois que nous préparons nous-même ce produit, nous opérons avec deux flacons, afin que, pendant que l’on agite l’un d’eux, l’autre puisse se remplir de chlore. Après trois ou quatre saturations, on obtient un liquide contenant, outre l’acide hypo-chloreux, une certaine quantité de chlorure mercurique , et enfin un dépôt d’oxi-chlorure que l’on sépare, soit par décantation, soit en filtrant le tout au tra-^ vers d’une couche de verre pilé. On n’a pas à s’occuper de la séparation du chlorure mercurique , qui n’exerce aucune influence sur les réactions où l’on fait usage de l’acide hypochloreux.

§ 22. Applications. L’acide hypo-chloreux est un puissant agent décolorant, car il détruit les couleurs les plus solides; le rouge turc le plus intense, par exemple, disparaît à l’instant môme où il est plongé dans une dissolution saturée de cet acide : aussi est-ce sur un morceau d’étoffe teinte en cette nuance que nous essayons si la dissolution d’acide hypo-chloreux est ou n’est pas saturée. Jusqu’ici cet acide est resté sans application à la toile peinte ; mais nous verrons à la fin de cet ouvrage, au chapitre où nou$ traiterons des moyens de reconnaître la nature des couleurs sur tissus, tout le parti qu’on peut en tirer dans ce genre d’investigation.

Chlorures de potasse et de soude.

Formule . . . . = Cl2 K . et Cl2 Na

Équivalent . . . m 1033,46 . . . 833,44

§ 23. Lorsqu’on dirige un courant de chlore gazeux dans des dissolutions étendues d’hydrate ou de carbonate potassique , d’hydrate ou de carbonate sodique, ce gaz est absorbé.; on dit alors qu’il s’est formé des chlorures de potasse , de soude, etc.

Cl2 K — Cl2 Na. Ces dénominations, toutes fausses quelles sont , puisqu’elles n’expriment point le véritable arrangement

moléculaire du chlore .dans les combinaisons dont il s’agit, combinaisons qui sont réellement formées d’un mélange de chlorite et de chlorure , ne méritent pas moins d’être conservées, puisqu’elles font voir par la seule inspection de leur formule que , pour mettre le chlore en liberté , il a suffi de saturer les bases K et Na par un acide.

Ces préparations se font ordinairement dans les laboratoires des fabriques d’indienne , à moins que celles-ci ne soient voisines d’une fabrique de chlore et à même de s’y procurer les chlorures de soude et d e potasse qui leur sont nécessaires. Deux procédés sont mis en usage pour obtenir ces chlorures d’oxides ; le premier consiste à diriger un courant de chlore préalablement lavé , dans un vase de grès contenant une dissolution de carbonate alcalin étendu d’eau, et marquant au plus 10° Æ ; car si l’eau y était en moindre quantité, il y aurait production de chlorates, et par suite le chlore perdrait de son pouvoir décolorant. Au commencement de la réaction , il se forme du bi-carbonate qui ne tarde pas à se décomposer, et puis l’acide carbonique est complètement expulsé par le chlore. On reconnaît que la dissolution est saturée de chlore lorsqu’elle arrive au point de détruire les couleurs végétales sans le concours d’aucun .acide ou quelle prend elle-même la teinte jaune-verdâtre du chlore liquide.

D’après le second procédé , on décompose une dissolution de chlorure de chaux , Cl2 Ca, parle carbonate potassique ou sodique ; il y a formation de carbonate calcique insoluble , et de chlorure de potasse ou de soude soluble . Après un certain temps de repos , ces derniers produits se séparent par décantation ; le résidu, qui est insoluble, est lavé , et l’eau de lavage est employée directement , ou sert à de nouvelles préparations à la place d’eau ordinaire. Les proportions de carbonates alcalins nécessaires pour opérer la double décomposition du chlorure de chaux sont subordonnées à la quantité de ce dernier qui se trouve en dissolution dans l’eau. On peut approximativement évaluer cçtte quantité par l’aréomètre ; mais quand on tient à

la connaître rigoureusement, il faut prendre 10 centimètres cubes de la dissolution de chlorure de chaux dont on veut faire usage; introduire cette dissolution dans une petite capsule de platine ; l’évaporer à siccité , en porter au rouge le résidu et le peser. Connaissant le poids du chlorure calcique ainsi obtenu, on saura quelle est la quantité de carbonate qu’il faut ajouter d’après les proportions :

CP Ca : CNa : : P le poids du chlorure obtenu : x ,

ou bien

CPCa : CK : : P le poids du chlorure obtenu : x.

Ainsi, en supposant que 10 cent, cubes de dissolution de chlo rurede chaux fournissent un résidu de chlorure calcique ~ lgl',2 et qu’on veuille connaître la quantité de carbonate sodique cristallisé (cristaux de soude) capable de précipiter toute la chaux , on aura

698,67, équiv. de CP Ca : \ 792,13, équiv. de CNa -f- \ 0 H2 O :: \ ,2 : x,

d où - — 3g,\078 carbonate sodique cristallisé

nécessaire pour précipiter toute la chaux

renfermée dans 10 cent, de dissolution de chlorure de chaux; or, connaissant le volume de la solution du chlorure de chaux que l’on veut consacrer à la préparation du chlorure de soude , on trouve, par une simple multiplication , combien il faut employer de carbonate sodique. Yeut-on remplacer les cristaux de soude par du sel de soude, on substitue au nombre 1792,13 qui exprime l’équivalent du carbonate cristallisé , celui de 667, 3A qui représente l’équivalent du carbonate sec. Du reste , l’opération se fait de la même manière. Le sel de soude contient-il trop de matières étrangères , on en détermine la valeur alcalimétrique , et celle-ci connue , on sait dans quelle proportion elle doit être employée. Enfin si, au lieu de chlorure de soude , on veut obtenir du chlorure de potasse , il faudra substi- #

tuer au carbonate soclique le carbonate potassique , et pour trouver la quantité nécessaire de ce dernier , remplacer le nombre 1792,13 de l’équation ci-dessus par 866,35 qui représente Y équivalent du carbonate potassique. Au besoin, suivant le degré de pureté de la potasse dont on fait usage, il sera indispensable d’établir préalablement la valeur alcalimétrique.

Applications. Les chlorures de soude et de potasse s’emploient spécialement dans les genres fonds blancs garancés pour l'avivage des couleurs et le blanchiment des fonds , et enfin dans l’enlevage rouge turc.

Chlorure de chaux.

Sec. . . Liquide. .

Formule. . . Cb + 2 Ca -f- 2 -H CL Ca + x Aq

Équivalent. . 1389,58 798,56 -fxAq

§ 25. Ce composé, fabriqué et employé d’abord sous forme liquide , tant dans les ateliers d’impression que dans ceux de blanchisseries , a été produit ensuite par voie sèche et livré au commerce à l’état de poudre blanche , ce qui lui a fait donner le nom de poudre à blanchir par les blanchisseurs anglais qui l’achetaient, à Glascow, deTennant son inventeur. Le chlorure de chaux solide , lorsqu'on a commencé à le préparer , était loin de pouvoir remplacer dans tous les cas le chlorure de chaux liquide , qu’on préparait en saturant un lait de chaux par un courant de chlore ; car quelles que fussent les quantités de chlorure de chaux sec délayées dans un volume d’eau, il était impossible d’élever le degré aréométrique du liquide au-dessus de 6° AB, tandis que celui qui était préparé par voie humide marquait jusqu’à 9° AB. Son pouvoir décolorant n’était pas le même non plus : le chlorure de chaux liquide décolorait 80 fois son volume d’une dissolution d’indigo , tandis que le chlorure solide ne pouvait décolorer que 50 fois son volume de cette même dissolution .

§ 26. Ces observations sur l’inégalité de la force décolorante

des chlorures de chaux , solides et liquides , présentées par M. Edouard Schwartz, dans un travail important, où ce chimiste industriel a traité de la fabrication et de la conservation du chlorure de chaux (1) , excitèrent vivement l’attention des autres chimistes manufacturiers , et l’un d’eux , M. Michel, de Nancy , fut bientôt en état de livrer au commerce du chlorure de chaux solide , qui , en dissolution dans l’eau , ne le cède en rien au chlorure de chaux préparé par voie humide. La lettre que M. Michel a adressée , au sujet de sa découverte , à la Société industrielle de Mulhouse , est insérée tome III , page 215, dans les bulletins de cette société. Nous en rapportons ici un des passages : « Je suis parvenu, dit-il . à produire différentes » qualités de chlorure de chaux sec, depuis le titre le plus bas "jusqu’à 170° au ehloromètre de Gay-Lussac ; ces différentes ” qualités, dissoutes à saturation dans l’eau, m’ont donné des » liquides marquant jusqu’à 16,5° à l’aréomètre de Baumé et » décolorant 300 volumes de teinture d’indigo, degré bien supérieur à celui indiqué comme point de saturation complète. « A cette lettre se trouve joint un tableau qui indique les degrés aréométriques , la force décolorante, et enfin le prix de revient d’un poids donné de chlorure de chaux dissous dans 50 litres d’eau. Ce tableau, dont les données ont été vérifiées par deux membres du comité de chimie de cette Société industrielle , devant être fréquemment consulté, nous le reproduisons ci-après.

(1) Sur la préparation et la conservation du chlorure de chaux. Bul letin de la Société industrielle de Mulhouse , t. I, p. 286.

Poids de chlorure à ioo degrés à dissoudre dans 50 litres d’eau.

Degrés de l’aréomètre de Baume.

Volumes d’indigo décolorés.

Prix

de revient des

5o litres de chlorure liquide.

Kilogrammes.

Volumes.

fr. c.

§ 27. De si notables différences dans la densité et la force décolorante du chlorure de chaux tiennent aux variations que peut subir la composition de ce corps. D’après Welter, le chlorure de chaux solide serait formé de 1 éq. de chlore , de 2 éq. de chaux et de 2 éq. d’eau ; ces résultats sont conformes à ceux qu’a obtenus M. Morin. Selon ce dernier ,.f hydrate de chaux le plus favorable à la fixation du chlore serait celui qui est formé de 2 éq. de chaux et de 2 éq. d’eau. Cependant, dès qu’on vient à dissoudre ce chlorure dans l’eau , il s’y décompose en chlorure de chaux neutre , formé de Cl2 Ca + Aq , avec séparation de 1 éq. de chaux. Or, si une combinaison à 1 éq. de base se produit sous l’influence de l’eau, on peut concevoir que des circonstances en apparence très indifférentes, un simple abaissement de température, une légère pression, l’emploi d’un hydrate calcique plus riche en eau, puissent donner naissance à un composé plus riche en chlore. (Voy. notre Inirod.àl'Ét.. p. 82-83.)

§ 28. Examinons maintenant les substances qui peuvent se rencontrer dans le chlorure de chaux ,

Le chlorure de chaux solide contient toujours un excès de chaux; cet excès de base prévient la décomposition trop prompte du chlorure qui aurait lieu inévitablement par l’action déplaçante de l’acide carbonique de l’air , lequel , en s’emparant de la chaux , mettrait le chlore en liberté.

Le chlorure calcique se trouve aussi en forte proportion dans le chlorure de chaux ; car dans l’opinion de ceux qui ne reconnaissent pas ce dernier chlorure comme un composé de chlore uni avec un oxide , mais qui l’envisagent comme un mélange de chlorite et de chlorure calcique , il n’y aurait pas moins de 3 éq. de chlorure pour 1 éq. de chlorite , ce que démontre la formule ci-après :

Ch Ca X 4 = Ca' Oi Cl8 =■

Ch O 5 -f* Ca \ équiv. de chlorite calcique. Ch Ca:* 3 équiv. de chlorure id.

Si de ce mélange on peut , au moyen d’un acide , enlever tout le chlore qui s’y trouve , comme si celui-ci était effectivement combiné simplement avec la chaux , cela tient à ce que l’eau, venant à se décomposer en présence du chlorure , il se produit du chloride hydrique qui , agissant à son tour sur l’acide chloreux du chlorite , le transforme en eau et en chlore. Indépendamment de cette quantité de chlorure calcique qu’on doit naturellement admettre dans le chlorure de chaux , il en existe une autre encore, due à l’élévation de température qui a lieu au moment où le chlore se combine avec la chaux , circonstance dans laquelle il se forme simultanément du chlorate et du chlorure. Voyez notre Introd. à VÉt., p. 8/i. Le chlorate qui accompagne le chlorure calcique est soluble en partie dans l’eau et forme avec la chaux un composé peu soluble. La présence de ces deux sels modifie toujours le pouvoir décolorant du chlorure de chaux, solide ou liquide.

§ 29. Applications. Le chlorure de chaux , qui , comme nous l’avons vu , sert à préparer les chlorures' dépotasse et de soude , joue un des rôles les plus; ^portants dap.§ )’ industrie de la

toile peinte, ainsi que clans le blanchiment clés tissus de chanvre , de lin et de coton. On s’en sert comme des chlorures de 'potasse et de soude dans le traitement des tissus genre fond blanc garance-: On l’emploie en outre pour enlever du blanc sur fond rouge turc , et c’est là une des plus belles découvertes faites dans l’industrie de l’indienne. Toutes ses applications découlent de la propriété qu’il possède d’abandonner son chlore en présence de l’acide le plus faible , de pouvoir , lorsqu’il contient un excès de base , être en contact avec la plupart des couleurs sans les détruire , et même aviver celles-ci tout en purifiant les parties blanches du tissu qui peuvent avoir été réservées .

|j 30. Essais des composés «lu chlore. Indépendamment de l’avantage que trouve le fabricant à pouvoir apprécier la valeur dés produits qui lui sont livrés par le commerce , il y en a un tout aussi grand pour lui à connaître la force décolorante des combinaisons chlorées sous un volume ou un poids donné , vu qu’il y a des opérations où des intérêts majeurs sont mis en jeu, et dont le succès dépend du degré de concentration de ces combinaisons. L’emploi d’une dissolution trop faible ou trop forte peut, en effet, avoir les plus fâcheuses conséquences.

Si l’on parvient à connaître le nombre de litres ou de fractions de litres du chlore qui se trouve dans un poids donné de chlorure de chaux sec , ou dans un volume aussi déterminé de chlorure de chaux liquide, il est évident qu’on aura tous les éléments nécessaires, non seulement pour être fixé sur la valeur de ces produits , mais encore pour connaître leur pouvoir décolorant.

Ce résultat a été obtenu au moyen de plusieurs procédés que nous indiquerons successivement. Tous ont pour base une réaction bien définie du chlore sur un corps convenablement choisi et qui devient manifeste au moment où elle s’accomplit par un phénomène constant et invariable , que nous appelons le point d’arrêt. (Voyez à ce sujet notre Introd. à T Et ., p. 785.)

Si deux dissolutions aqueuses , l’une de chlore et l'autre d in-

digo , sont faites de telle sorte que la première contienne un volume de chlore égal à son propre volume , et que la seconde soit tellement étendue que, pour être complètement décolorée, elle absorbe un volume de la dissolution de chlore égal au sien, il est évident qu’on pourra faire servir à deux fins ces deux dissolutions. Avec la dissolution d’indigo on pourra doser une préparation de chlore ; le point d'arrêt sera celui où une dissolution de chlore , dont le titre est inconnu , cessera de décolorer la dissolution d’indigo , et commencera à se colorer. La dissolution titrée de chlore pourra à son tour servir à doser l’indigo ; mais ici le point d’arrêt sera le moment où une dissolution d’indigo à titre inconnu deviendra incolore par l’addition d’une dissolution titrée de chlore.

Cette altération mutuelle du chlore par l’indigo et de celui-ci par le chlore , que Descroizilles mit à profit d’abord pour estimer la richesse de la matière -colorante des indigos du commerce , fut appliquée par Welter au dosage du chlorure de chaux; et enfin un de nos plus illustres chimistes, M. Gav- Lussac-, auquel nous sommes redevables déjà de tant d’instruments de précision, dota notre industrie du chloromelre et d’une Instruction sur la Chlorométrie , qui sont basés sur cette altération. A l’exemple de Welter, il prit pour unité décolorante celle du chlore pur et sec, à la pression de 0m,76 et à la température de 0°. D’après cela, un indigo du commerce le plus pur possible étant dissous dans neuf fois son poids d’acide sulfurique , on étend cette dissolution d’une quantité d’eau telle que 1 vol. de chlore puisse décolorer 10 vol. de cette dissolution , et on obtient la liqueur que M. Gay-Lussac appelle teinture d’épreuve. Chaque volume de cette teinture décolorée constitue un degré divisible en 10 parties.

“En prenant, dit M. Gay-Lussac, 10 grammes de chlorure "de chaux, et le dissolvant dans l’eau, de manière à former » 1 litre de liquide, le nombre de volume d’indigo ou degré, dé- » trait par un volume de la dissolution du chlorure, indiquera le

» nombre de dixième de litres de chlore que celle-ci contient. » Par conséquent, 1 kilogramme de chlorure de chaux dont le » titre aurait été ainsi déterminé, et serait par exemple de 7°, 6 » ou 76 centièmes, contiendrait 76 litres de chlore. » Le chlorure de chaux le plus pur, en admettant la composition de Welter, devrait en fournir 101nt,21.

§ 31. Le principe posé, il nous reste à étudier les instruments au moyen desquels il peut être appliqué, ainsi que les manipulations qui s’y rattachent.

Ces instruments se composent : l3 d’une petite balance; 2° d’un poids de 5 grammes ; 3° d’un mortier de porcelaine pour la pulvérisation du chlorure de chaux , dont la dissolution ainsi favorisée assurera l’exactitude de l’opération; 4° d’une éprouvette à pied M, sur laquelle est un trait marqué r, qui correspond àOUt-,5 ; 5° d’un agitateur en verre o, destiné à remuer le mélange de la dissolution de chlorure avec les eaux de lavage qu’on introduit dans l’éprouvette ; 6° d’une petite pipette graduée F, contenant, au trait n , 2,5 cent. cub. de liquide : cette pipette sert à prendre un volume déterminé de chlorure de chaux; 7° d’un grand verre à boire V, qu’on place ordinairement sur une feuille de papier blanc : c’est dans ce verre que l’on fait réagir le chlore sur la teinture d’épreuve ; 8° d’une burette graduée A , avec laquelle on mesure le volume de la teinture d’épreuve employée : chaque grande division correspond à la capacité de la pipette graduée F; 9° d’un tube B, gradué comme la burette A, mais en sens inverse [fig . 1). Voyons maintenant comment on procède à cette opération.

Il faut se procurer d’abord un échantillon qui représente autant que possible la moyenne de la qualité du chlorure dont on veut faire l’essai. On en pèse 5 grammes, que l’on broie avec un peu d’eau dans le mortier, de manière à en faire une bouillie claire, qui est ensuite délayée dans une plus grande quantité d’eau; on décante dans l’éprouvette M', puis on broie de nouveau le résidu, et ainsi de suite jusqu’à ce qu’il ne reste

plus de chlorure dans le mortier. Ce dernier est alors rincé, et l’on verse les eaux de lavage dans l’éprouvette, en y ajoutant, s’il est nécessaire, de l’eau distillée jusqu’au trait r; après quoi on agite fortement le tout, afin de le rendre homogène. On remplit la burette graduée A , de là teinture d’épreuve, jusqu’au signe o . On en verse dans le verre Y une quantité moindre que celle qu’on suppose devoir être décolorée; puis, à l’aide de la pipette graduée F, on mesure, et l’on fait çouîër rapidement au fond de cette teinture 2,5 cent. cub. de la dissolution de chlorure. Si la teinture est complètement décolorée, on ajoute une nouvelle quantité de teinture, et l’on parvient ainsi à connaître approximativement la force décolorante du chlore.

Ce procédé n’est point infaillible, et ce qui le prouve, c’est que souvent des opérateurs habiles , loin de tomber d’accord sur le titre d’un même chlorure de chaux, se sont écartés de 15 à 20 pour 100. Ces erreurs peuvent être attribuées, soit à l’emploi d’une solution sulfurique d’indigo déjà altérée par le temps, soit à la manière plus ou moins brusque dont on fait le mélange du chlorure avec la teinture d’épreuve, attendu que, dans de certaines limites du moins, il y a d’autant plus d’indigo dé-

coloré que l’addition du chlorure est plus rapide. Enfin, une circonstance qui peut occasionner des erreurs non moins notables, c’est la difficulté de, saisir le point d’arrêt. Ce point est celui où la liqueur d’épreuve , cessant d’être décolorée par le chlore qui a été complètement absorbé, commence à se colorer en une teinte légèrement verdâtre.

D’après ces observations, on ne doit pas s’étonner que ce procédé de dosage du chlore ait été abandonné : si nous sommes entré à son sujet dans de si grands détails, c’est qu’on l’emploie ordinairement pour estimer la valeur tinctoriale des indigos du commerce.

$ 32. M. Morin, de Genève, qui a été un des premiers à signaler les inconvénients inhérents à l’emploi de l’indigo comme liqueur d'épreuve, a proposé de substituer à celle-ci une solution de chlorure manganeux, et cela parce que ce sel, en contact avec du chlorure de chaux, se transforme subitement en suroxide manganique capable de dégager une quantité de chlore précisément égale à celle qui se trouve à l’état décolorant dans le chlorure de chaux. La quantité de chlorure manganeux décomposée fait donc connaître la quantité de suroxide produit , et, partant, celle du chlore. Mais les résultats de cette réaction ne peuvent être constants , parce que d’une part la quantité de chaux libre qui existe dans le chlorure peut, dans certaines circonstances , influencer les résultats de la réaction , et parce que, d’une autre, il n’est pas facile pour tout le monde de saisir le moment où une solution cesse d’être précipitée par une autre. Or, dans l’essai du chlorure de chaux par le chlorure manganeux, le moment où le suroxide manganique cesse de se former est précisément le point d’arrêt. Ce procédé n’a pas été. que je sache, employé jusqu’ici dans l’industrie.

§ 33. Un autre procédé a été proposé par M. Penot (1) ; il

(L Bulletin delà Société industrielle de Mulhouse , t. IV, p. 285.

est basé sur la destruction du sulfure barytique par le chlore ÿ en présence de l’eau.

Durant cette destruction, 1058 grammes, ou 1 éq. de sulfure barytique , absorbent toujours , en se décomposant , M2 grammes, ou 1 éq. de chlore, pour former du chlorure barytique accompagné d’un dépôt de soufre. Dès lors, une dissolution titrée de sulfure barytiqùe étant versée dans une dissolution de chlorure de chaux dont on veut évaluer le pouvoir décolorant, il n’y aura qu’à saisir le moment où cette solution titrée de sulfure cessera d’être décomposée pour connaître la quantité de chlore qui se trouve dans le chlorure. A cet effet, on prendra un papier imprégné de nitrate plombique en dissolution ; dès que le chlore du chlorure aura été absorbé par la quantité de sulfure barytique proportionnelle à sa force décolorante, l’addition d’une nouvelle proportion de ce sulfure aura pour résultat de donner à la liqueur la propriété de brunir ce papier. Ce sera le point d’arrêt et le moment où il faudra évaluer la quantité de sulfure consommé.

Ce procédé , quoique fondé en principe , n’en est pas moins irrationnel dans ses applications , puisqu’il comporte l’emploi d’une dissolution titrée de sulfure barytique , qui , outre la difficulté qu’elle présente d’être dosée exactement , offre l’inconvénient, non moins grave, de s’altérer par l’action de l’air.

§ 3/i . M. Balland, de Toul, et après lui M. Marozeau, ont proposé l’emploi d’une dissolution titrée de nitrate mercureux. Ce dernier sel , en contact avec un chlorure alcalin , se transforme, comme on le sait, en chlorure mercureux insoluble , lequel est susceptible d’absorber une quantité de chlore égale à celle qu’il renferme lui-même pour se transformer en chlorure mercurique soluble. Ces deux chimistes, tout en se servant de la même liqueur, et en vertu du même principe , ne l’ont pas utilisée l’un comme l’autre. M. Balland verse directement sa dissolution de nitrate mercureux dans la solution de chlorure de chaux : il y a production simultanée de chlorure mercureux et

de chlore; mais celui-ci, au lieu de se dégager, se combine avec le chlorure mercureux, et le fait passer à l’état de chlorure mercurique ; en sorte que le précipité formé d’abord disparaît bientôt. Dès qu’il n’y a plus de chlore libre, la dissolution du précipité s’arrête; et ce moment, que nous appelons le point d’arrêt, est choisi par M. Balland pour déterminer la quantité de nitrate mercureux employée , et , par suite , le volume ou le poids du chlore que renferme le chlorure de chaux soumis à l’essai.

§ 35. M. Marozeau prend 1 volume d’une dissolution titrée de nitrate mercureux, et y ajoute du chlorure sodique, qui transforme le nitrate en une quantité équivalente de chlorure mercureux insoluble. Sur ce précipité, il verse de la dissolution de chlorure de chaux en remuant toujours , jusqu’à ce que le précipité ait complètement disparu; c’est là 1 z point d'arrêt .

Employé par des personnes inexpérimentées, ce procédé peut induire en erreur, soit parce que la liqueur d’épreuve n’aura pas été bien dosée, ou que, bien dosée, elle aura subi des altérations , soit enfin parce que la précipitation plus ou moins brusque du chlorure mercureux doit exercer une certaine influence sur la solubilité de ce dernier.

§ 36. M. Gay-Lussac, tout en approuvant l’emploi du nitrate mercureux, a proposé deux procédés dans lesquels on fait usage, soit d’une liqueur titrée d’acide arsénieux, soit d’une dissolution titrée de cyanure ferroso-potassique (prussiate jaune de potassé)'. L’application de ces corps au dosage du chlore repose sur les altérations que leur fait subir ce dernier agent, et dont on connaît le terme au moyen d’une matière colorante. Le sulfate d’indigo , par exemple , quoique destructible par le chlore, quand il est seul avec lui, n’est décomposable, dans cette circonstance , qu’autant que l’acide arsénieux ou le cyanure jaune est complètement détruit. Ainsi, en versant du chlore dans une dissolution d’acide arsénieux , colorée par le sulfate d’indigo, celui-ci ne seru attaqué qu’autant que tout l’acide ar-

sénieux aura été transformé en acide arsénique aux dépens de l’oxigène de l’eau qui est en présence ; d’après F équation : Cl44- H4 02+ As2 O3 = Cl4 H4 4- As2 O5.

De même en versant du chlore dans une dissolution de cyanure jaune, rendu acide et coloré en vert par le sulfate d’indigo, celui-ci ne sera détruit et ne repassera au jaune qu’autanf que tout le cyanure ferroso- potassique (cyanure jaune) aura été transformé en cyanure ferrico-potassique (cyanure rouge) ; voyez l’équation :

CF + 2 (Fe Cy2 + K2 Cy4) == (Fe2 Cy;i + Cy®)' + CF K.

Qu’on fasse usage d’acide arsénieux ou de cyanure, l’instant où l’indigo ajouté commence à se décolorer est \e point d'arrêt .,

Dans ces deux derniers procédés, comme dans celui où il a fait usage de la dissolution sulfurique d’indigo, M. Gay-Lussac a pris pour unité de force décolorante du chlore la force décolorante d’un volume de chlore sec , à la température zéro et sous la pression de 0lTÏ,760, dissous dans un égal volume d’eau. Cette unité a été ensuite divisée en 100 parties égales ou degrés ; et c’est d’une pareille solution normale de chlore qu’il s’est servi pour titrer sa dissolution normale d’acide arsénieux; car celle-ci doit être étendue de telle sorte que, mise en contact avec un volume de la solution normale du chlore égal au sien , les deux liqueurs se détruisent réciproquement.

Voici d’ailleurs comment s’exprime M. Gay-Lussac, relati- * vement à la manière dont il a préparé les liqueurs d’épreuve et titré le chlorure de chaux :

« Nous fixerons à 10 g r. le poids du chlorure de chaux soumis » à Fessai, et nous le dissoudrons dans l’eau, de manière que » le volume total de la dissolution soit égal à 1 litre, dépôt com- » pris. Si l’on prend un volume constant de cette dissolution,

« 10 cent, cubes, par exemple, divisés en 100 parties égales,

» et qu’on y verse peu à peu la dissolution arsénieuse, mesurée »» en mêmes parties, jusqu’à ce que le chlore soit détruit, la

» force du chlorure sera proportionnelle au nombre de parties » de la dissolution arsénieuse que le chlorure aura exigées. Le » chlorure a-t-il détruit 100 parties de dissolution arsénieuse , » le chlorure sera au titre normal de 100° ; s’il a détruit seule- » ment 80 parties de dissolution arsénieuse, il sera au titre ♦> de 80°, etc.

” Cette manière d’opérer est assurément très simple, puisque » le titre du chlorure est donné immédiatement par le volume » de la dissolution normale arsénieuse, qui a été détruit ; mais « elle est peu exacte. En effet, en versant la dissolution arsé- ” nieuse, qui est très acide, dans le chlorure de chaux , celui-ci » devient bientôt très acide lui-même ; du chlore se dégage en » abondance, et l’essai est rendu très inexact.

» Si l’on verse, au contraire, la dissolution de chlorurede » chaux dans la dissolution arsénieuse, cet inconvénient n’a » pas lieu, le chlore trouvant toujours de l’acide arsénieux sur » lequel il agit, à quelque degré de dilution qu’ils soient l’un et ” l’autre ; mais alors le titre du chlorure n’est pas donné innmé- » diatement , car il est en raison inverse du nombre de parties » qu’il aura fallu en employer pour détruire la mesure de dis- » solution arsénieuse. S’il a fallu 50 parties de chlorure, le titre

» sera 100 X -777 — 200° : s’il en a fallu 200, le titre sera o0

» 100 X 9Q0— ^0°, etc. Néanmoins cet inconvénient n’est

» pas très grave, puisqu’il se réduit à consulter une table dans ” laquelle on trouve le titre correspondant à chaque volume de » chlorure employé pour détruire la mesure constante de disso- » lution arsénieuse. »

Voici cette table telle qu’elle a été publiée par M. Gay- Lussac [Annales de chimie et de physique , t. LX ) :

eu

Titre

correspondant.

Ml

i Las liqueur normale de chlore étant employée à titrer ou à ^vérifier la dissolution normale d’acide arsénieux, et réciproquement! nous allons dire un mot de leur préparation.

§37. Préparation de la liqueur normale de chlore. Deux procédés proposés par M. Gay-Lussac sont applicables à cette préparation. L’un consiste à remplir de chlore sec, aune température et à une pression déterminées, un flacon bouché à d’émeri. Ce flacon, fermé d’un bouchon, est renversé de manière que le goulot plonge dans une dissolution rendue légèrement alcaline par la potasse, la soude ou la chaux. On ouvre le flacon pour y faire pénétrer le liquide, et le chlore ne tarde pas à être absorbé , surtout quand , après avoir fermé de nouveau le flacon , on l’agite et on le rouvre , l’orifice du goulot plongeant toujours dans la solution alcaline.

Le volume du liquide qui est entré dans le flacon étant égal à celui du chlore absorbé, et l’air qui pouvait s’y trouver mélangé n’ayant exercé aucune action, il suffit, pour connaître le volume du chlore à zéro, de corriger le volume de la dissolution de l’influence qu’a pu exercer la pression et la température dont on doit avoir pris note au commencement de l’opération. Le degré de température du chlore servira non seulement à calculer les effets de la dilatation , mais encore à connaître la tension de la vapeur d’eau, dans le cas où l’on aurait employé du chlore humide.

L’autre procédé consiste à recueillir le chlore gazeux qui se dégage d’un poids de suroxide manganique tel que , traité par le chloride hydrique, il y ait un litre de chlore sec, à 0°, et à 0m,76, mis en liberté. On sait que 3,980 de suroxide manganique fournissent un litre de chlore ; mais comme les suroxides manganiques du commerce ne sont point purs, M. Gay-Lussac conseille de commencer par évaluer le volume d’oxigène qu’un poids donné de suroxide peut produire. Ce volume d’oxigène, déterminé par une opération bien simple, fera connaître la quantité de suroxide à employer , attendu que chaque volume

d’oxigène, dégagé du suroxide manganique par l’acide sulfurique , représente exactement le double de son volume en chlore. En supposant donc que 3 gr. de suroxide aient fourni 3 kk, 7c. c. d’oxigène, on n’aura qu’à dire :

344,7 : 3 gr. : : 500 c.c. d’oxigène , représentant t lit. de chlore , : x — 4gl'-,352

qui est la quantité de suroxide capable de fournir un litre de chlore.

§ 38. Préparation de la liqueur normale d'acide arsénieux . Cette préparation peut se faire de deux manières. Dans un cas, l’acide arsénieux, finement' pulvérisé , est mis en contact à chaud avec une certaine quantité de chloride hydrique exempt d’acide sulfureux, et étendu delà moitié de son volume d’eau. On élève la température jusqu’à l’ébullition du liquide, afin de le saturer d’acide arsénieux; la dissolution refroidie, il ne faut plus, pour pouvoir s’en servir, que l'amener, par des additions d’eau, à un degré de dilution tel quelle absorbe exactement un volume égal au sien, de la dissolution normale de chlore.

Dans l’autre cas, on pèse igr, l\ 39 d’acide arsénieux qu’on fait dissoudre à chaud dans 20 à 30 gr. de chloride hydrique. Quand on juge que la dissolution est opérée , on étend d’eau le liquide, de manière à en former 1 litre, qui constitue la liqueur normale.

§ 39. Manière de procéder à T essai du chlorure de chaux. Pour essayer convenablement ce chlorure, il faut prélever symétriquement , dans la masse , des échantillons qu’on mélange ensuite de manière à former un échantillon moyen, et dont on pèse 10 gr. (1). Ce chlorure, introduit dans un mortier, doit être dissous dans l’eau avec les précautions que nous avons déjà indiquées § 31. On remplit de cette dissolution jusqu’au zéro une burette graduée semblable à la burette A, p. 31, dont

(I ) Lorsqu’à défaut de litre gradué ori se sert de t’ éprouvette M , p. 5 f ; de demi-litre de capacité , on ne doit peser que 5 grammes de chlorure.

100 divisions — 10 c.c. D’une autre part, on verse dans le vase V 10 c.c. de dissolution norm ale d'acide arsénieux, légèrement colorée par lesufate d’indigo. Pendant que, d’une main , l’on tient le vase Y, en imprimant au liquide un mouvement giratoire, de l’autre, on y fait tomber peu à peu le chlorure de la burette A. La couleur s’affaiblit bientôt, et il arrive même qu’on est obligé de la rétablir pari’ addition de quelques gouttes d’indigo. En versant le chlorure avec précaution, il y a un moment où la dissolution se décolore spontanément et devient aussi claire que l’eau.

Dans l’essai des chlorures, le chlore étant employé, non seulement à l’oxidation de l’acide arsénieux, mais encore à la destruction de l’indigo avec lequel on a coloré la liqueur normale, il faut, pour connaître le titre exact d’un chlorure, évaluer préalablement les degrés ou fractions de degrés de ce chlorure nécessaires pour décolorer une goutte d’indigo, multiplier ces degrés ou fractions par le nombre de gouttes d’indigo employées, et retrancher de ce produit la somme des degrés chlorométriques obtenus d’abord.

Le mesurage de la liqueur normale arsénieuse peut se faire avec une pipette de même forme que la pipette P, fig. 1, mais dont la capacité au trait n corresponde à 10 c. c. Toutefois, comme, par l’aspiration dans le remplissage de la pipette, on est exposé à avaler de cette liqueur, mieux vaut, ainsi que le recommande M. Gay-Lussac, faire usage d’un tube gradué, dont l’extrémité ouverte est coupée en forme de sifflet. On le remplit de la liqueur normale jusqu’au trait correspondant à 10 c. c., et on le verse dans le vase V.

§ A0. Quand, pour essayer du chlorure de chaux, on manque des instruments gradués qui font partie du chloromètre de M. Gay-Lussac, et que l’on n’a à sa disposition que des tubes , burettes , pipettes graduées en centimètres cubes sans destination, on peut néanmoins faire des essais rigoureux, en s’y prenant de la manière suivante.

On dissout 12§r,A d’acide arsénieux, ou la centième partie

de son équivalent, dans de l’eau chargée de chloride hydrique, de manière à former un litre de liquide. C’est ce qui constitue la liqueur normale. Ces 12 ', h d’acide arsénieux, s’ils devaient être transformés en acide arsénique par du chlore , exigeraient ? d’après la formule page 35, 2 centièmes d’équivalent de chlore , c’est-à-dire 8?r, 8853 ; mais comme ils ne sont pas absorbés en totalité et qu’on peut n’en prendre que la dixième , la centième ou la millième partie , il suffit d’établir combien 1 centimètre cube contient d’acide arsénieux , et combien aussi cette quantité d’acide représente de chlore.

On trouvera que 1 c. c. de dissolution contient 07' ,012Z| d’acide arsénieux représentant 0?r,008853 de chlore.

J’admets maintenant qu’à l’aide d’un tube, d’une pipette , d’une burette ou de tout autre instrument gradué , on mesure 10 , 15 , 20 ou 50 c. c. de dissolution arsénieuse , adoptons ce dernier nombre , et que cette dissolution une fois introduite dans un vase, on y verse, avec les précautions déjà indiquées plus haut , la quantité de chlorure de chaux nécessaire pour la transformer en acide arsénique , il est évident que , quel que soit le poids ou le volume déterminé du chlorure de chaux employé pour cette transformation , il ne contiendra ni plus ni moins que 50 fois 0,008853 de chlore en poids , c’est-à-dire 0S',M265. Ce poids de chlore déterminé, on en connaîtra le volume en posant la proportion :

442,65 de chlore : 1 40m (1) : : P poids du chlore : X.

En résumé , connaissant le nombre de centimètres cubes de la dissolution d’acide arsénieux employé pour absorber le chlore d’un volume de chlorure , il suffit , pour savoir quel est le volume du chlore qui se trouve dans un volume quelconque de ce même chlorure , de multiplier le chiffre exprimant le cen-

(1)140 est le nombre de litres de chlore à 0° temp. et 0m,76 de pression, que produisent 442s'-,65 de chlore ou son équivalent.

timètre cube de la dissolution arsénieuse par 0,008853, qui est le poids du chlore. Pour m’appuyer. d’un exemple , je suppose qu’on veuille connaître le nombre de litres de chlore contenu dans un litre de chlorure de chaux, on procédera à l’essai en observant toutes les précautions recommandées. Si 75 c. c. de dissolution arsénieuse ont exigé 50 c. c. de chlorure, ces 50 c. c. contiendront 75 X08r?008853, ou 68'', 6396, ou bien d’après la proportion 442,65 : 140 : : 6,6396 : x = 2Mt,072 de chlore. Mais comme ces 50 c. c. de chlorure de chaux ne représentent que la vingtième partie du litre de chlorure , on devra multiplier lht, 072 par 20, et l’on aura pour produit 41Ht,44 ou le nombre de litres de chlore à 0°, et 0m,76 de pression qui se trouvent dans le litre du chlorure de chaux.

Afin d’abréger ces calculs, nous avons composé un petit tableau d’après lequel le nombre de centimètres cubes de la dissolution arsénieuse étant une fois connu , on a immédiatement la quantité correspondante de chlore, soit en poids , soit en volume.

Chl. en poids. Chl. envol

g. cent, cubes.

I centim. cube deliq. représente. 0,008853 2,8

Pour les nombres d’un ordre plus élevé, il suffit d’additionner les chiffres des unités correspondantes , en déplaçant la virgule vers la droite.

Muni d’une balance , on pourrait à la rigueur se passer d’instruments gradués pour faire cet essai. Il ne s’agirait que de peser une fraction décimale du poids total de la liqueur normale d’ épreuve ; ainsi que la quantité de chlorure de chaux néces^

saire pour la décomposer, et l’on aurait tous les éléments propres à la solution du problème.

Chloride hydrique.

Formule . zr Cl2 H2

Équivalent. . . . = 155,13

§ 41 . Ce composé est gazeux à la pression et à la température ordinaires. Il se dissout dans l’eau en très forte proportion. 1 litre d’eau absorbe à la température de 20°, 464 litres de chloride hydrique. Cette solution, connue depuis longtemps dans le commerce., a d’abord été désignée sous les noms d 'esprit de sel , d’ acide marin , diacide muriatique , d'acide hydrochlorique , et enfin sous celui diacide chlorhydrique.

Le chloride hydrique est toujours un produit du commerce; il provient de la décomposition du sel marin au moyen de l’acide -sulfurique, et peut contenir: 1° de l’acide sulfurique, 2° de l’acide sulfureux, 3° du chlore , 4° du chlorure ferrique , 5° du sulfate sodique , 6° enfin de l’eau dans des proportions variables. Pour savoir s’il contient de l’acide sulfurique , il suffit d’étendre d’eau le chloride hydrique et d’y verser du chlorure ou du nitrate barytique. S’il se produit un précipité blanc insoluble, ce sera une preuve de la présence de cet acide. L’acide sulfureux s’y reconnaîtra en suivant les procédés que nous avons indiqués , page 11 , pour déceler ce même acide dans l’acide sulfurique. On fait aussi usage dans le même but du procédé indiqué par M. Girardin. Ce procédé consiste à verser dans le chloride hydrique une dissolution de chlorure stanneux qui détermine la formation d’un précipité jaunâtre s’il y a de l’acide sulfureux, et blanc dans le cas contraire.

Quand du chlore libre se trouve dans le chloride hydrique , celui-ci acquiert la propriété de décolorer le sulfate d’indigo et de dissoudre l’or en feuilles.

Pour savoir s’il y a du chlorure ferrique et du sulfate sodique dans le chloride hydrique, on doit faire évaporer à siccité un

hk MATIÈRES PREMIÈRES INORGANIQUES.

certain volume de cet acide; le résidu, dissous dans l’eau, est traité par le sulfure ammonique , et donne, dans le premier cas, un précipité noir de sulfure ferreux qu’on sépare de la liqueur par filtration. Cette liqueur, évaporée de nouveau à siccité , ne laisse de résidu qu’ autant qu’elle contient du sulfate sodique.

§ h2. La proportion d’eau se déduit de la quantité d’acide réel qui se trouve dans le chloride hydrique liquide . Cette quantité peut s’évaluer, soit parla capacité de saturation de l’acide (voyez Alcalimétrie ) , soit par la connaissance du rapport qui existe entre la densité d’un acide hydraté et le poids d’acide réel qu’il renferme.

Voici, d’après Edmond Davy , la quantité d’acide réel renfermée dans 100 parties d’acide à densités différentes, à la température de 7°, 22 , et à la pression de 0"%76.

Quantité

«Vacille.

Densité.

Quantité

«l’aci'le.

Densité.

Quantité

«l’acide.

§ ZlB. Applications. Nous avons déjà vu que le chlorure hydrique est employé dans la fabrication du chlore ; disons maintenant qu’on l’emploie encore à préparer les chlorures ferreux , zineique etstanneux , en mettant ces métaux en contact avec une solution plus ou moins concentrée de chloride hydrique. Formant des composés généralement solubles , il sert aussi à dissoudre des oxides , des sels , des laques , qu’ils soient libres ou déposés sur tissus ; à précipiter l’indigo blanc en dissolution avec la chaux dans les cuves; et dans le blanchiment, concurremment avec l’acide sulfurique , à décomposer les savons calcaires qui se

sont formés et fixés sur les toiles écrues par les passages de celles-ci dans un lait de chaux. Il serait trop long d’énumérer ici toutes les opérations dans lesquelles le chloride hydrique concourt , soit pour former des combinaisons , soit pour déterminer des déplacements. Les autres applications de ce corps découlent des altérations qu’il fait subir à certains composés oxidés et qu’il en éprouve lui-même ; durant cette destruction mutuelle , il se développe du chlore dont le dégagement est mis à profit pour produire différents phénomènes de décoloration ou seulement de changement de couleurs. Il ne peut pas non plus être en contact avec les composés salins riches en oxigèrie et dont les acides ont pris naissance indirectement , sans qu’il y ait encore destruction mutuelle de lui-même et de ces oxacides : de cette destruction résulte du chlore , ou un de ses composés oxidés. Ainsi un vert formé d’indigo et de chromate plombique , fixé sur la toile , sera détruit en présence du chloride hydrique à un certain degré de concentration, celui-ci réagissant sur l’acide chromique et produisant du chlore qui décolore l’indigo. Dans beaucoup de circonstances aussi, les chlorates et le chloride hydrique subissent une décomposition mutuelle qui donne naissance au chlore et à l’agent oxidant le plus énergique , l’oxide chlorique.

Enfin en contact' avec l’acide nitrique et les nitrates , le chloride hydrique détermine encore des phénomènes d’altération qui sont mis à profit comme moyens d’oxidation et de chloruration .

Chlorate potassique .

Formule . €L K

Équivalent . 1532,57

§ t\h. Ce sel est un produit du commerce qui contient des quantités de chlorure potassique variables , suivant que sa purification a été plus ou moins parfaite. Ce chlorure se reconnaît au moyen du nitrate argentique , qui ne trouble point une dis-

solution de chlorate potassique pur, exempt de chlorure , mais détermine au contraire un précipité abondant , caillebotteux , insoluble dans l’acide nitrique et soluble dans l’ammoniaque , pour peu qu’il y ait de chlorure dans le chlorate potassique. Si une dissolution de ce chlorate ne fait que se troubler légèrement par le nitrate argentique , on peut négliger le chlorure qui s’y trouve. Dans le cas où le précipité a lieu sur-le-champ, il faut alors le recueillir , le fondre et le peser pour connaître la quantité de chlorate qu’il représente. En supposant que de 10 grammes de chlorate , dissous dans l’eau , on ait obtenu par le nitrate argentique 1,7 de chlorure argentique, on dira :

1794,26 : équivalent de Cb Ag : 932,57 : équivalent de Cl2 K : : 4S%7 : x — 0^,883.

Cette quantité de chlorures peut, dans de certains cas, n’exercer aucune influence dans les opérations où l’on fait usage du chlorate; mais, attendu la différence du prix de ces deux sels , il est bon d’en tenir compte.

§ Z|5 . &pi>iîc»tioMs. Les applications du chlorate potassique ont été jusqu’ici très limitées. Comme agent oxidant on l’a fait entrer dans la préparation de quelques couleurs. On sait que sous l’influence d’une température plus ou moins élevée, la plupart des acides en opèrent la décomposition en produisant de l’oxide chlorique ; on sait également , d’après Millon , que le chlorate potassique , décomposé par un acide , en présence d’un corps capable de s’oxider, l’acide arsénienx, par exemple, donne naissance à de l’acide chloreux , agent décolorant des plus puissants , et enfin que , traité par le chloride hydrique , il produit du chlore et de l’oxide chlorique. Les diverses propriétés de ce corps sont mises à profit pour l’enlevage des couleurs ; mais comme il est peu soluble, son emploi présente des inconvénients : aussi pensons-nous que le chlorate sodique ou même le chlorate calcique le remplacerait avec avantage, si jamais les applications du genre chlorate prenaient tout le développement dont il est susceptible.