III. 5 I. 22 , ^^ 22 ou IV. 5 , 49 ,

jc = fcxgg+nxg3 ), =fcx^4-nXg3, etc.

De ce dernier système on tirerait :

n = P — it

Mais comment obtenir le poids P?

Le meilleur moyen consiste à neutraliser exactement un poids connu de salin, ou 50 centimètres cubes de solution omni usu, par l'acide acétique, faire évaporer jusqu'à siccité, traiter trois ou quatre fois la masse saline par l'alcool à 90° centigrades, et faire distiller les solutions alcooliques. On obtient ainsi le mélange d'acétates provenant des carbonates seuls; reste à transformer ces acétates en carbonates par calcination pour. avoir le poids des carbonates primitifs.

Voici maintenant quelques détails sur la marche à suivre pour les opérations :

!• Titrage alcalimétriqne, — On fait tomber une pîpettée de 50 centimètres cubes, solution omni usu^ dans une fiole de verre mince pouvant aller au feu : on ajoute deux ou trois gouttes de

tournesol neutre et on place la fiole sous le bec d'une burette (fig. 65, p. 482). On fait tomber de Tacide sulfurique (98 grammes = 1000 centimètres cubes) dans la fiole jusqu'à ce que le tournesol devienne violet : à ce moment on la porte sur un petit feu de gaz pour faire bouillir et chasser l'acide carbonique, ce qui ramène le tournesol au bleu pur. On revient sous la burette, on continue de faire tomber de l'acide goutte à goutte, on reporte au feu et s(insi de suite jusqu'à ce qu'une goutte d'acide fasse virer nettement du bleu au rouge pelure d'oignon. — Rien n'est plus net, même en opérant de cette manière.

On peut rendre l'opération plus facile en faisant tomber dans la fiole un excès d'acide bien mesuré (40 centimètres cubçs, par exemple, si 37 ou 38 suffisent) et faisant bouillir, puis mesurant l'excès d'acide avec une solution bien titrée de potasse ou de soude- L'avantage de cette manière d'opérer est d'éviter plusieurs chauffages et plusieurs retours à la burette; l'acide carbonique est chassé d'un seul coup, el.la liqueur, même très-refroidie, donne le virage du rouge au bleu sans la moindre incertitude.

Le poids de l'acide est facile à calculer. Supposons que 37 ce, 4 aient été nécessaires, il est clair que le produit 37,4 X 0»',098 = 3^',6652 représente ce poids.

Le titre alcalimétrique s'obtient aussi très-facilement.

Ce titre est défini : la quantité de base alcaline KO, ou NaO, contenue dans 100 parties de potasse analysée. Cette quantité peut être mesurée très-exactement sur moins de 5 grammes de potasse : on en prend 4'% 700 pour avoir l'équivalent chimique de la potasse pure KO, ce qui revient à composer la solution omni usu de potasse dans le volume d'eau nécessaire pour produire 1 litre ou 1000 centimètres cubes. Une pipettée de 50 ce. donne alors 4«',700. — Cette quantité serait neutralisée (si Ton pouvait avoir de la potasse pure) exactement par 4"%900 d'acide, c'est-à-dire par 25 ce d'acide (à 98 grammes dans 4000 centimètres cubes). Si elle l'est

12 8 51 2 par 12,8 ce, elle contient seulement -^ ou j^ de potasse KO,

ou de son équivalent en soude NaO. Son titre est 51, 2.

Il suffit de multiplier par i le nombre des centimètres cubes d'acide employé.

Si l'on a composé la liqueur omni usu d'une autre manière, avec un poids M de potasse au lieu de 94 dans 1000 centimètres cubes, on divise le nombre des centimètres cubes d'acide par M et on le multiplie par 94 pour avoir le nombre que 94 grammes auraient donné. C'est ce dernier qui, multiplié par 4, donne le titre alcalimétrique.

2* Mesure du poids total des carbonates. — On prend une pipettée de 50 centimètres cubes dans une fiole de 300 ce. environ. On y verse doucement deux ou trois gouttes de tournesol et de l'acide acétique cristallisable jusqu'à neutralisation, en faisant bouillir comme dans l'essai qui précède : puis on fait évaporer dans la fiole au bain de sable presqu'à siccité. L'instrument refroidi, on y verse 50 ce. à peu près d'alcool à 90 cent., on agite et on verse le liquide sur un filtre pour retenir des parcelles de sulfate, de chlorure, etc

On répète ce lavage deux ou trois fois, toujours en passant le liquide alcoolique sur le même filtre; si le résidu salin dans la fiole est compacte et ne se laisse pas pénétrer facilement par l'alcool, on le dissout en paitie avec quelques centimètres cubes d'eau qu'on évapore, et on fait encore un ou deux lavages avec l'alcool. Ensuite on fait distiller les liquides alcooliques dans le vase où ils ont élé réunis ; et lorsqu'il ne reste plus que la solution aqueuse des acétates, on la vei*se dans une capsule de platine un peu grande, où on la fait sécher. On a soin de laver plusieurs fois le vase distillatoire pour ne rien perdre. Aussitôt la masse desséchée, on la couvre d'une seconde capsule de platine renversée dans la première, et on porte l'ensemble au rouge ; sous l'influence de l'oxygène atmosphérique, le mélange d'acétates est rapidement changé en carbonates dont on prend le poids.

S 7 8. Reste à interpréter les résultats de l'analyse pour les autres sels. Ce problème ne peut recevoir de solution que d'après une seule règle. Pour attribuer aux divers acides la potasse et la soude trou-*

vées, en sus de celles des carbonates, par Tune des trois méthodes du paragraphe 354, on manque de principes bien certains.

On a cru pendant longtemps à une supériorité de force des acides et des bases. On avait dressé des tables d'affmités pour classer les acides ou les bases d'après leurs forces. — En faisant usage de ces tables, on attribue la potasse, considérée comme la base la plus forte, à Tacide sulfurique d'abord, parce qu'il serait le plus fort des acides, puis à l'acide phosphorique, etc. Toute la potasse ainsi employée, on attribue la soude au restant des acides, et si l'analyse est bien faite, le tout doit correspondre à la neutralisation réciproque des acides et des bases, ou à la saturation dont certains acides exigent l'accomplissement. Par exemple, l'acide phosphorigue doit exister dans un produit qui contient un excès de carbonate, et qui a été fortement chauffé à l'état de phosphate tribasique PhO* (KO)'. — Mais On sait aujourd'hui que ce principe est illusoire.

D'ailleurs, si l'on possédait un criiérmm infaillible pour partager la potasse et la soude entre les divers acides, il faut bien comprendre que ce partage, convenable pour la matière sèche, ne représenterait pas exactement l'état des sels dans l'application industrielle du produit à l'état liquide. L'équilibre nouveau qui s'établit dans une dissolution change notablement le mode de partage des bases et des acides. Les lois de BerthoUet ne suffisent pas à déterminer cet équilibre.

La véritable loi du partage est celle que j'ai fait connaître par ma Théorie générale de l'action chimique. Dans une dissolution, les acides et les bases se groupent de manière à obéir le plus possible à la loi des poids égaux. — Je regrette de ne pouvoir développer ici, par un exemple, les conséquences de cette loi ; mais je dois m'en tenir à cette indication : les personnes adonnées aux études chimiques sauront en faire usage.

En somme, il importe assez peu de connaître la vraie division des acides et des bases dans la potasse sèche. On peut se contenter de calculer cette division presque au hasard, comme on le fait d'après les idées de force relative des acides et des bases, ou d'attribuer à chaque acide une part de chaque alcali, proportionnelle à

leur rapport dans Tensemble, — ou de donner, comme le font plusieurs chimistes, les acides et les bases séparément.

Dans les analyses citées plus haut, j'ai partagé le surplus des deux bases entre les acides sulfurique, phosphorique, etc., — : d'après leur rapport dans l'ensemble. — On se rapproche ainsi davantage de la vérité sans commettre d'erreur vérilable.