Conférences de guerre [1914-1918]

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  - 21 Février 1916
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  - Mesdames, Messieurs.
  - Je vais vous rappeler en deux mets ce que nous avons vu dans la dernière conférence afin d’aborder tout de suite la l’application de l‘électro-chimie.
  - Nous avons vu quelles sont les conditions, pour qu’un corps dissous soit conducteur; les conducteurs, c'est-à-dire les électrolytes, acides, bases ou sels ne deviennent conducteurs vraiment que dans l’eau, en dissolution . Un sel dissous dans l’alcool n’est pas conducteur, un sel dissous dans l’eau conduit l’électricité^; nous l’avons démontré par l'hypothèse de la dissociation en ion*
  - Le sel se fragmente et ces fragments portent des charges électriques égales et opposées. La dissolution se trouve ainsi OA Spprédisposée à laisser passer le courant; les ions positifs ose rendent vers l’électrode négative, vers le pôle négatif, et les ions négatifs se rendent à l’autre pôle.
  - Les charges libérées des électrodes peuvent être mesurées: elles sont proportionnelles au nombre d’équivalents des corps en présence.
  - Ainsi l’électrolyte dissous dans l’eau se dissocie en ions porteurs de charge
  - Naci donne Na+ et ci-
  - so“Na2 = Na+ Na+ et so- reste d’acide -
  - Chaque ion porte une charge proportionnelle à sa valence.
  - La loi de Faraday s’exprime ainsi; elle régit la quan-tité de matières libérées aux électrodes.
  - 96.550 calories , c ‘est-à-dire 96.550 ampères-seconde dans l'électrolyse, correspondent à une valence gramme libérée,
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  - c’est-à-dire à l'atôme d'hydrogène, de Chlore, d'Argent, de cuivre, etc. Enfin nous avons vu que l’énergie, dépensée dans la réaction électro-chimique, se mesure par la chute de potentiel à l'électrode, c’est-à-dire qu’au moment où l'électrolyse • vient de s'arrêter on interrompt le courant qui la produit et
  - on mesure le voltage de la petite pile qui vient de se constituer.
  - Voici les données caractéristiques de l’énergie:
  - 1 calorigramme = 0,425 kgrmm. 1 Kgrmm, c’est-à-dire l'é-P nergie nécessaire pour élever 1 kg, à la hauteur d’un mètre,
  - correspond à 2.341 calories. Quand on fait passer un courant dans un fil, il y a un certain nombre d’ampères-secondes qui passent dans ce fil. Si le courant chauffe ce fil, on peut mesurer la quantité de chaleur dégagée.
  - Chaque fois que, dans un fil, 11 passe 4,17 ampères secondes sous un volt , il y a un calorigramme; le voltampère seconde s’appelle aussi le wattseconde; en 3.600 secondes ou une heure , nous aurons la quantité d’énergie pendant une ) heure.
  - 1 wattheure = 3.600 joules = 863 calories.
  - + 1 kgwattheure, c’est-à-dire ce que nous trouvons sur
  - notre compteur électrique (o,4 50 pour l'abonné de Paris) = 83.600 calories.
  - Voici les données pratiques qui nous intéressent de très près au point de vue de la chimie.
  - C’est la quantité d’énergie, donnée par certaines réactions bien connues, qui consistent par exemple à brûler de l’hydrogène et à former de l’eau. Brûler de l’hydrogène, nous le faisons tous les jours, en allumant le gaz d’éclairage; dans ce gaz, il y a une proportion importante d’hydrogène. Or, 2 kg
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  - en brûlant nous fournissent 69 x 106 calories équivalant à
  - 80 Kwattheure. Un kil. de charbon commercial à 7.000 calories équivalant à 80 kwattheures donne effectivement 1 Kwattheure.
  - C’est sur ces données que j'insistais à la fin de la dernière leçon en vous présentant l’intérêt despiles et surtout des piles rewersibles qui rendent directement en énergie électrique toute l’énergie latente dans la réaction chimique. La réaction, dans la pile, se traduit par de l'énergie, re-cueillie au dehors et , quand la pile est reversible, comme la pile de Daniel, on retrouve toute l’énergie dépensée.
  - Il y a un problème de l’avenir, qui doit être travaillé c’est la pile au charbon; il en est de même de la pile à hydrogène; elle a été déjà faite; quand on a du platine, prépa/té d’une certaine façon, avec deux électrodes de platine, préparé ézune pour l’immerger dans de l’acide sulfurique, on fait une pile reversible, un voltmètre reversible, qui donne de l'ny-drogène et de l'oxygène et qui rend l’énergie quand on interrompt l'électrolyse.
  - Supposez qu’elle marche et qu’elle fournisse de l’électricité dans une usine.
  - Avec 1 kg. d’hydrogène, nous aurons 40 Kwattheures. En ce moment, combien nous faut-il de charbon pour obtenir ces 40 Kwattheures? Il faudrait 40 Kk de charbon. La pile de l’avenir, avec 1 kg d’hydrogène , donnera autant d’énergie qu'ac-tuellement donnent 40 Kg de charbon.
  - Continuons notre examen et voyons ce que les accumulateurs actuels, même les accumulateurs portatifs, peuvent donner d’énergie: Vous savez que la marche à l'accumulaaeur portatif est en somme relativement acceptable, puisqu’il y a des autos qui
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  - marchent avec accumulateurs. 1 Kg de plomb d’un bon accumulateur recèle environ 10 ampères-secondes, sous 2 volts, c'est-à-dire 20 wattsecondes. Pour avoir 1 Kgwatt, il faut multiplier par 50 11 faut done 50. Kg de plomb. Avec 50 kg de plomb vous n'aurez encore qu'un kgwatt, tandis qu'avec 1 kg d’hydrogène vous avez 4Okgwattheures; autrement dit l’accumulateur serait 2000 fois plus léger que l’accumulateur actuel. L'accumulateur léger est loin d’être irréalisable. Supposez qu’on ait cet accumulateur 2000 fois plus léger, modérons même notre ambition, supposons qu'il soit seulement 200 fois plus léger, ce serait toute une révolution, surtout dans l’industrie de la traction. Tout marcherait avec les accumulateurs, automobiles, trains, aéroplanes.
  - Ce serait la vie sociale transformée, par ce fait qu’on aurait transformé une pile.
  - Je voudrais revenir sur un point que j'ai laissé la dernière fois. Comment, par quel mécanisme se fait l’électricité dans la pile ?
  - Je vous ai montré qu’en immergeant une lame de zinc dansune solution de sulfate de cuivre, on déposait du cuivre. Pourquoi? Nous n’avons pas examiné la question. Nous avons vu qu’on peut faire cette opération par un procédé indirect; dans un appareil comme celui-ci, on ne plonge plus directement le zinc dans la solution de cuivre, mais dans une solution de sulfate de zinc ou d’acide sulfurique. Puis, on plonge du cuivre dans un autre vase, contenant du sulfate de cuivre. On peut prendre un autre métal: du platine, de l’or ou du cuivre. Nous avons donc du zinc dans de l’acide sulfurique, 11 ne se produit rien. Sur le platine, l’or ou le cuivre, immergé dans du sulfate de cuivre, il ne se produit rien non plus. Mais quand nous réunissons ces deux piles par un fil, aussitôt un courant passe et du cuivre métallique se dépose sur l’or, sur le platine ou sur le cuivre.
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- - Dans le cas particulier de notre pile, dès qu’on forme le cir-cuit, du zinsc se dissout et du cuivre se dépose.
  - Voilà le mécanisme de la substitution du zinc au cuivre. Comment se fait-il que le zinc se dissolve ici et qu’il se dépose là-bas ? Quand vous immergez du zinc dans une solution de sulfate de zinc ou dans une solution acide, le zinc a une tendance à pousser au dehors des ions positifs, des atomes de zinc positivement chargés, il a une tendance à émettre des ions, à transformer transsuder des ions,pour ainsi dire.
  - Ces ions tendant à sortir de la lame métallique, mais quand une charge positive sort d‘un corps électriquement neutre, il prend immédiatement une charge opposée. C’est ce qui se passe, quand on frotte du soufre avec de la laine; on arrache des charges avec de la laine, il reste sur le soufre des charges d’un autre signe. C’est ce qui arrive ici, le zinc, dès qu’il est immergé, amène des ions positifs et prend une charge négative, qui les retient autour de lui. Le phénomène ne peut plus se produire, il se forme des couches doubles, les deux adversaires sont là, qui se regardent sur la lame de cuivre.
  - Le cuivre a aussi une tendance à émettre des charges positives et les mêmes phénomènes se produisent ; seulement la tendance du cuivre et celle du zinc ne sont pas les mêmes. La tendance du zinc à fournir des charges est plus grande que pour le Cuivre, de sorte qu’il arrive ceci, c’est que la différence de potentiel acquise par le zinc au contact de sa solution, le voltage, si vous voulez, n’est pas le même que pour le cuivre, au contact de sa solution. Quand on réunit par un fil, comme il n’y a pas la même différence, le potentiel tend à s’égaliser, les charges positives courront vers le potentiel le plus faible; c’est ce quiva se passer; les ions zinc, plus
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  - abondants, filent à l’intérieur du liquide et en même temps, dans la solution cuivrique, la charge négative du zinc, étant libérée, puisque les ions zinc viennent de partir, augmente dans le cuivre; de nouveaux ions cuivre se posent sur le cuivre et le phénomène se poursuit. Voilà exactement le mécanisme du passage de l’électricité dans la pile. Nous mesurons le voltage, non pas le voltage entre le zinc et le liquide, mais entre les deux bornes de la pile, entre le zinc et le cuivre». On peut le mesurer pour un grand nombre de piles, •
  - Le voltage d ‘une pile peut s’écrire sous la forme d’une somme de deux termes, l’un des termes caractéristiques d’une électrode, l’autre terme caractéristique de l’autre électrode. Nous allons faireune série de piles, nous écrirons le voltage d’une pile, zinc-fer, zinc-platine, zinc-cuivre, etc, en faisant la différence nous verrons bien quel est le coefficient qu’il faut accorder à tel cutel métal quand on les compare à d ‘autres.
  - Ce travail a été fait en constituant des piles avec l’hy drogène d’une électrode; on a=laors=com= alors comparé la tendance des différents métaux à émettre des ions, à se dis* soudre dans les acides. C’est une liste extrêmement importante c’est même la classification principale des métaux au point de vue des propriétés, car, plus ils ont de tendance à produire desions dans les acides, plus ils s’attaquent par les acides; un grand nombre de propriétés pratiques résultent de là, leur altérabilité vis-à-vis de l’air, vis-à-vis des réactifs, se donnent par la liste électrochimique des métaux.
  - Suit la liste.
  - Nous voyons pour le nickel 0,228; pour le zinc, 0,770; si je fais une pile avec du zinc et du nickel, quel sera le /B NAM
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- - voltage de la pile, je n’ai qu’à faire la différence et j’ai 0,770 - 0,228 = 0,442»
  - Pile de Daniel, Zinc et cuivre; nous avons pour le zinz, 0,770., Pour le cuivre, -0,328 parce qu'il est inférieur à l’unité quiest 1‘nydrogène; nous aurons comme voltage: 0,770 - (-0,328) = 0,770 + 0,328 = 1,098.
  - Nous pouvons constituer des piles sans métal, par une solution d’acide iodhydrique, par exemple, et nous y plongerons du charbon; dans un autre compartiment, nous mettrons de l'eaude chlore et du charbon; réunissons les deux pôles, nous eeré constituons une pile; le chlore disparaît, l’iode apparaît, nous avons une pile , dont nous pouvons constituer le voltage, en faisant la différence.
  - Les piles les plus intéressantes sont les accumulateurs, surtout les accumulateurs au plomb.
  - Qu'est-ce qui se passe ? L’accumulateur au plomb est une pile, constituée d’une part par une lame de plomb, d’autre part par une lame de plomb couverte par du bioxyde de manganèse. Quand on plonge une lame de plomb dans de l’acide sulfurique et qu’on fait de l'électrolyse, voici ce qui se passe; sur le pôle positif, se dépose du peroxyde de plomb. Le courant continue jusqu’à ce que le dégagement d'oxygène, devenant abondant sur l’électrode positive, la charge en peroxyde de plomb ne continue plus. Un tel système, constitué par du peroxyde de plomb, très conducteur et, d’autre part, par du plomb immergé dans l’acide sulfurique, constitue une pile, si on détache le fil et qu’on réunisse sur l’appareil, qui dépense de l’énergie électrique, une sonnerie, un moteur, une lampe, on recueille l'énergie électrique qu’on afait passer.
  - Le peroxyde de plomb redevient oxyde, puis sulfate, parce
  - qu’il est dans l’acide sulfurique; en même temps, de l’autre
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  - côté, une lame négative de plomb s’oxyde aussi, devient sulfate, de sorte qu’on a de part et d’autre sulfatation des lames.
  - La réaction est facile: Pbo27+ Pb- = 2 PbO et comme il est immergé dans l’acide sulfurique ce PbO devient sulfate.
  - Quand on électrise ce sulfate de Plomb, qui donne à l'élec-trode positive, du plomb et à l’autre du peroxyde de plomb, on finit par former ces lames et à les rendre plus spongieuses; elles peuvent absorber plus d’acide et on obtient de plus en plus d'énergie. L’accumulateur au plomb a été trouvé par Planté. Nous avons ici tous les appareils qui lui ont servi et nous avons ses accumulateurs.
  - Voilà un autre accumulateur inventé par Edison, pas très pratique, c’est le fer-nickel, plongé dans de la potasse.
  - Quand on fait passer le courant, il s e forme du peroxyge de nickel au pôle positif. Voici deux lames de plomb ummergées dans l’acide sulfurique. Le pôle positif se charge de plomb; si nous interrompons le courant, nous recueillons l’énergie sur une sonnerir. Il est plus léger, mais qu’est-ce que ce gain, à côté de l’accumulateur qu’on doit chercher. C’est un progrès pour ainsi dire insignifiant; les quantités d’énergie qu’on peut emmaganiser sont très petites.
  - -Formation du bioxyde d argent ou de peroxyde d argent, nous allons maintenant électriser du nitrate d’argent entre une lame quelconque qui servira de pôle négatif, et une lame d’argent qui servira de pôle positif.
  - Au pôle positif, il se dépose de l’argent et au pôle né-gatif, il se forme du peroxyde d’argent. Voici la cuve qui=ecé= contient la solution de nitrate; au pôle négatif, 11 se forme des cristaux de peroxyde d’argent. Ce serait un accumulateur très léger, mais il n’est pas économique.
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- - sur l’électrode positive, vous voyez très tien les cristaux de peroxyde d’argent, sur l’électrode négative, il se forme de l'argent. De sorte que nous enregistrons aux deux pôles, un phénomène électro-chimique très curieux; au pôle positif, formation de peroxyde d’argent, et au pôle négatif, argent.
  - Tout cela est intéressant aussi à d’autres titres.
  - Nous venons de voir une réaction secondaire du courant à l’électrode, c’est-à-dire que nous voyons là quelque chose d’imprévu se passer au pôle positif, nous sommes habitués à voir un ion négatif libéré. Par exemple si nous électrolysons de l’azotate d’argent, il doit se passer ceci, l’azotate d’argent 3
  - se dissocie en AzO porteur de charge négative et en argent porteur de charge positive. Et voilà que Az03 va se décharger au pôle positif; mais Azo3 décompose l’eau et donne AzO^H ; 11 se dégage de l’oxygène. Si on électrise de l’acide sulfurique on constate un dégagement d’oxygène; il y a eu un phénomène spécial d’oxydation de l’électrode eu plutôt d ‘oxydation du sel, oxydation de l’azotate d’argent et formation de peroxyde d’argent qui se sépare.
  - De meme, dans la formation de l’accumulateur au plomb, un phénomène analogue se produit; au lieu d'obtenirde l’oxygène, on obtient du peroxyde de plomb, parce qu’il y a eu une réaction secondaire de l’oxygène sur le sulfate de plomb, qui a déposé du peroxyde et a dégagé du sulfate.
  - Ces réactions secondaires sont très importantes pour la chimie parce qu’elles nous apportent des eepr= corps nouveaux pu permettent de préparer des corps déjà connus par des procédés plus rapides.
  - Nous allons voir des exemples, nous allons f aire des applications.
  - Quand on électrolyse de l’acide sulfurique étendu, on obtient de l’hydrogène et de l'oxygène, mais, 41 on prend de /BD
  - CCNP l’acide sulfurique concentré et qu’on opère à froid, en re-
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  - l’acide sulfurique concentré et qu’on opère à froid, en refroi-dissant convenablement, la dose d’oxygène qui s edégage diminue, ce n'est plus de l’oxygène seul, c’est de l’oxygène ozonisé, c’est de l’oxygène oxydé, l'ozone.
  - Quant à l’acide sulfurique qu’on trouve au pôle positif, c’est de l’acide sulfurique oxydé, c’est de l’acide persulfurique , on fabrique alors du persulfate.
  - On fait ainsi du persulfate d’ammoniaque pour affaiblir les clichés trop développés.
  - Voici un autre exemple d ‘oxydation électrochimique qui, lui, est tout à fait industriel. C’est la préap préparation du permanganate de potassium, c’est un oxydant au premier chef, employé, dans l’industrie, comme oxydant eté, dans la pratique courante, comme désinfectant.
  - Voici comment on procède pour préparer du permanganate; on commence par préparer du mansg manganatede potassium , pour cela on fond la potasse, on fait chauffer de la potasse caus-tique avec du bioxyde de manganèse naturel, qui sert à préparer le chlore, on forme du manganate vert, MnO K •
  - Quand on soumet ce manganate à l‘électrolyse, en séparant le compartiment négatif du compartiment positif, entre deux électrodes inattaquables, (on peut employer du fer) on le voit au pôle positif se transformer en permanganate.
  - Dissous dans l’eau, il n’est pas parfaitement manganate, il suffit de l’acide, communiqué par l’acide carbonique de l’air pour le rendre déjà wé un peu permanganate; ainsi, on le voit vert, rose, bleu, on lui a donné le nom de caméléon minéral, parce qu’il change de couleur comme l’on veut. Quand on l’aci-
  - dule, il devient rouge, puis quand on le rend alcalin, il redevient vert.
  - En l'acidulant un peu, il se forme en permanganate; on fait rétrograder l’oxydation sur le reste et on perd le bioxyde de manganèse. (BN)
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  - Voici l’expérience inverse, quand on a du permanganate violet et qu’on le met en solution dans la soude il suffit d’une trace de réducteur, par exemple un peu de pertrate de soude ou bien d'hyposulfite de soude, pour le faire revenir à l’état de manganate vert; on peut ensuite le ramener à l'é-tat de permanganate et ainsi de suite.
  - (Même expérience en projection)
  - Voici une cuve électrolytique, dans laquelle nous avons différentes couches liquides. A la partie supérieure, c’est de la soude, au fond, nous avons de la soude additionnée de réducteur; on va laisser tomber de la poudre de permanganate dans la soude; nous verrons le permanganate se colorer en rose.
  - Qu’arrive t'il quand il trouve des couches réductrices de soude ? Il devient vert $ nous verrons aussi un sesquioxydi sesquioxyde de manganèse Mn203; Mno“k2 devient du sesquioxyde de manganèse.
  - Je vais vous donner le procédé industriel de la préparation du permanganate pour ceux que cela intéresse.
  - On fait chauffer progressivement, à feu nu, dans un chaudron, des parties égales de bioxyde de manganèse et de potasse concentrée et on agite, on les fait passer sur une sorte de plaque chauffée à 250%, on sépare les fragments qu’on fait dessécher, on les fait passer dans un moulin, où règne une température de 500°9 et on insuffle de l’air; puis ensuite, quas quand l’oxydation est terminée, on ajoute un acide alcalin et on obtient le permanganate vert. On emploie des anodes de fer et on plonge dans la liqueur; on a soin d'ajouter du man~ ganate dre au fur et à mesure que le gaz s’épuise et le permanganate se cristallise très bien.
  - Voici les caractéristiques au point de vue de la dépense
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  - pour une opération industrielle: pour une distance d’environ 2 cent imètres, entre les pôles opposés, la différence de poten-tiel, le voltage, aux deux bornes de la cuve, est de 2 volts 8 on emploie environ 20 mille ampères-heures, pour 100 kg de manganèse, et 2/3 passent à l’état de permanganate. L kg de permanganate de potasse consomme environ 7/10 de kwattheures.
  - Il y a encore=ner une caractéristique plus importante sur laquelle j'attire votre attention, c’est la surface de 1‘é-lectrode. Il y a non seulement à considérer le voltage va-ractéristique de l’énergie dépensée, non œulement l'intensité, caractéristique de la vitesse du processus, mais 11 y a aussi la surface de l’électrode, puisque, dans un grand nombre de cas, elle influe sur le rendement. Au pôle positif, dans cette préparation, nous ne pouvons pas empêcher qu’il y ait production de l’oxygène, nous électrisons une solution alcaline, nous ne pouvons pas empêcher que des ions "H" viennent se déposer sur l’électrode et donner de l'oxygène. Tout l'oxygène qui se dégage , c’est une pure perte, puisque nous ne le cherchons pas; nous avons donc à chercher à dégager le moins possible d’oxygène et le plus possible de permanganate; cela dépend beaucoup de l’électrode . Si la surface était trop petite, le courant serait trop grand, 1 ampère par centimètre carré, par exemple: il ne faut que 4/10 à peine par centimètre carré. Si l’intensité est trop grande, l’électrode trop petite, tous ce s ions oxygène qui viennent tous se heurter contre l’oxyde, quand ils se rencontrent entre eux, donnent aussitôt de l'oxygène libre . S’ils se déchargent ensemble, ils donnent de l'oxygène gazeux 0 . Si ces ions pouvaient rester un instant à l’état d’oxygène atomique, ils toucheradent un corps qui n’est pas encore molécule gazeuse; ils peuvent produire des actions oxy-
  - dantes: au lieu de se précipiter sur l'oxygène, ils se
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  - précipitent sur le manganate. Il faut donc charger la liqueur en manganate et donner une grande surface à l’électrode pour que les "ions" ne se rencontrent pas entre eux, et rencontrent du manganate.
  - Dans la préparation de l'acide persulfurique au contraire, il faut une électrode très petite. Si les ions so= se déchar-gent sur l’électrode et se trouvent tout seuls, c'est-à-dire en présence d’une grande électrode , où les chances de rencontre sont très faibles, ils réagiront sur l’eau et forme ront de l’acide sulfurique SOTH . De meme l’ion d’oxygène tout seul tout à l’heure se déchargeait sur le manganate sur le manganate. Autour d’une électrode petite, ils ont tendance à s’unir entre eux; ils donnent 280 H ou acide persulfurique.
  - C’est très important au point de vue chimique, cela nous donne une indication intéressante.
  - Quand un corps sa forme sur une petite surface, on dira qu'il est fait par la réunion de deux ions (dernier cas );au contraire quand 11 se forme sur une grande surface, on dit que ce corps est fait par la réunion des ions sur le liquide.
  - De proche en proche nous pénétrons le régime des réactions industrielles.
  - Prenons maintenant de l’acide chronique. Le fer chromé fondu avec de la potasse donne du chromate de potasse. Les chromates sont employés comme oxydants dans l’industrie: par exemple, on emploie les chromates, le bichromate de potasse et son mélange avec l’acide sulfurique, qui donne de l’acide chro-mique; on l’emploie pour faire du noir d’aniline, avec de l’aniline et du sulfate de chrome.
  - D’abord je vais vous montrer une réaction dans laquelle, sur l’acide chromique se forme du sulfate de chrome noir; avec l’aniline, il se produit un phénomène analogue, nous obtiendrons du noir d'aniline et du sulfate chromique; on sépare le noir C
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  - et on a du sulfate chromique; on plonge alors dans une électro-lyse avec des électrodes de plomb dans de l’acide sulfurique.
  - Voici les données industriellesde cette opération: il faut une intensité de courant de 3/100 d’ampère par centimètre , une tension de ; la température est de 50%
  - le rendement est de 70 %.
  - Les actions oxydantes sont les plus employées dans l’in-dustrie, mais il y a aussi des actions réductrices par l’hydrogène électrolytique par exemple.
  - Voici un exemple de réduction électrolyt ique:
  - Etant donné une solution verte de sel de cobalt, quand on la réduit, elle devient rose. On peut aussi réduire la nitro-benzine pour faire de l’aniline; on peut fabriquer l’aniline à partir des benzines traitées paxl'acide nitrique. La réduction se fait à l’hydrogène et on obtient de l’aniline. Il n'est pas avantageux de réduire la nitro-benzine.
  - Je n'insiste pas sur la préparation de l’hydrogène et de l'oxygène parce que le temps nous manque et, au point de vue industriel, son importance tend à diminuer. On fait encore de l’hydrogène et ce n’est pas la fabrication de l’avenir. Ils Goe—e exigent de l’énergie, tandis que, pour fabriquer de l’oxygène pour extraire l’oxygène de l’air, il n’est pas besoin d’énergie. Dans l’air, l’oxygène est simplement mélangé à l’azote, dilué dans l’azote; on peut l’avoir simplement par diffusion, on fait diffuser le gaz à travers une cloison, l’azote passe plus vite que l’oxygène; si on imagine une chambre et une série de diaphragmes poreux et qu’on pousse le gaz par une pression très faible on retiendra l’oxygène; à la sortie l’air est très riche en azote et derrière un air très riche en oxygène, ; vous voyez que sans dépense d’énergie on peut faire de l’oxygène et de l'azote.
  - Il existe un autre procédé, la liquéfaction. Les usines à
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  - air liquide dépensent très peu d’énergie et donnent beaucoup d ‘oxygène et d’azote liquide à très bas prix. Pour l’hydrogène , le procédé est en train de se résoudre, puisqu’on fait très bien de l’hydrogène par des procédés économiques, dans la fabrication du gaz à l’eau par exemple; on fait passer, sur du mauvais charbon des résidus chauffés à la vapeur d’eau; il se fait de l’hydrogène et de l’acide carbonique ou de l’oxyde de carbone si la température est élevée.
  - Si on interpose dans l’appareil un appareil réfrigérant l’oxyde de carbone se condense à peu près à la même température que l’azote; l’acide carbonique est arrêté à - 80°, l’oxygène à -90°, et il passe seulement l’hydrogène; vous avez, à la sortie, un hydrogène rigoureusement pur à très bas prix. Vous avez de plus l’oxyde de carbone qui reste. D'ailleurs en Allemagne, c’est ainsi qu’on prépare l’hydrogène, par une synthèse extrêmement importante, la synthèse de l’ammoniaque par action directe de l’azote sur l'hydrogène.
  - Malheureusement, avec cet ammoniaque, on fait de l’acide nitrique; avec l’acide nitrique, on fait des explosifs; c’est pourquoi l’Allemagne fabrique des explosifs à bon marché, sans nitrate américain.
  - Elestrolyse du chlorure de sodium,
  - Elle est très vaste à cause des réactions secondaires qui peuvent intervenir. L'électrolyse du chlorure de sodium, nous en avons vu un chapitre la dernière fois. Nous avons vu le chlorure de sodium fragmenté en atomes de sodium, positivement chargés et en atomes de chlore, négativement chargés, que nous allons recueillir à l’état de chlore gazeux; quant aux atomes de sodium, ils réagissent sur l’eau, ils donnent de la soude et de l’oxygène: on a du chlore et on a de la soude; mais il faut
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  - y mettre beaucoup de soin, prendre des précautions tout à fait particulières, sur lesquelles j ‘insisterai ; c’est extrêmement difficile parce que le chlore se dissout d'abord dans l’eau;
  - 11 ne s’en va pas en totalité: la soude qui se forme se dif-fuse peu à peu dans le liquide, de sorte que nous pouvons avoir un vase à compartiment négat if et positif; mais le chlore diffuse vers l’électrode négative; nous ne pourrons pas empêcher la soude de diffuser vers le chlore et de s’y réunir; le chlore réagit sur la soude et donne de l'hypochlorite de soude ou eau de Javel. Voilà une réaction à laquelle nous n’avions pas pensé.
  - C’est un second moyen d’envisager l'électrolyse du chlore: nous ne séparerons pas alors les deux électrodes, nous les mettons dans le même bain. Nous mettons deux électrodes dans du sel, le chlore qui se produit d’un côté., la soude de l’autre, vont réagir et donnent de l’eau de Javel, de l'hypo-chlorite de soude. Dans des solutions presque neutres, pour obtenir un bon rendement, on opère avec du platine et on a soin de ne pas laisser trop s’élever la température, 25, 30° envi-ron. Il y a une Zème et même une 4ème manière d ‘envisager cette réaction. Je viens de vous dire qu’on prend une liqueur presque neutre et qu’on ne laisse pas la température s’élever. On pour-rait laisser la température s’élever et aviduler légèrement la liqueur. Que se passe t'il ? On obtient wien de l’hypochlorite mais on obtient aussi une quantité de chlorate de potasse; en conduisant cette électrolyse d’une certaine manière, on aura du chlorate de potasse, produit très important, qui sert aussi à fabriquer les explosifs ; nous insisterons sur la fabrication du chlorate de potasse.
  - Y a t’il avantage à préparer l'hypochlorite de cette fa-son ? L’hypochlorite ou eau de Javel se fait de la façon suivante: C15+HOH = HCI + CLOH
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  - ClOH réagit sur la soude et donne l‘hypochlorite de soude et donne ClNa + HO
  - Au lieu de préparer directement dans le liquide, par élec-trolyse, on peut préparer du chlore et le faire passer sur la soude; on obtiendra de l’eau de Javel plus concentrée. Pour ne pas avoir de chlorate en laissant concentrer la solution, il faut opérer autrement; faire réagir le chlore sur la soude On emploie encore d'autres procédés, car il la faut concentrer pour la transporter. On fait réagir le chlore sur de lachaux et pour cela n’importe quel chlore peut être employé, même des résidus de chlore; on le dirige sur de la chaux éteinte, il corps se forme du chlorure de chaux; c’est ce coprs blanc qui sert de désinfectant ; le chlorure de chaux , avec du carbonate de soude donne du carbonate de chaux et de l‘hypochlorite de soude concentré.
  - Mais si on veut faire une décoloration immédiate, à peu de frais, sans préparer l'hypochlorite, on n'a qu'à immerger deux électrodes, dans un bain de chlorure de sodium. On a aus-sitôt de l’eau de Javel étendue; cela demande peu d’énergie; on fait ainsi sur place des décolorations de papier, de fibres textiles, de cellulose.
  - Voici un exemple de décoloration d’un tissu. Je mets ce morceau d’étoffe dans de l’eau de Javel, puis dans l’acide, parce que c’est surtout l’acide chloreux qui décolore. Il n’y a pas que des réactions décolorantes, les réactions peyvent être colorées. Voilà de l’eau d’aniline, nous allons la traiter par un peu d’eau de Javel, ou d ‘hypochlorite de soude et nous voyons la coloration se produire. C’est cette expérience que faisait perkins, chimiste anglais, au milieu du siècle dernier; dans un peu d‘aniline,=issue-@es=getdrens_@e-h0=lite il avait versé un peu d ‘eau de Javel, il a vu une coloration. C’était la première couleur d’aniline, issue des goudrons de
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- - de houille. L’origine des matières colorantes est dans cette réaction. Cette matière colorante, qui est la première de celles qu’on a découvertes, c’est humiliant à avouer pour un chimiste, on ne la connaît pas encore bien; on en a fait d’au-très qu’on connaît mieux.
  - Il est trop tard pour traiter du chlorate, mais je vais vous montrer la grande différence entre les températures.
  - Le chlorate est très soluble à chaud, et peu soluble à froid. On le fait facilement cristalliser en refroidissant.
  - Voici une solution chaude de chlorate de, potasse; nous ajoutons de la glace, nous verrons de petites paillettes qui sont du chlorate cristallisé.
  - Pour l'hypochlorite de soude, voivi les données industriel les. On opère à 35 °, on prend une liqueur à 10 % de sel, la concentration de la lessive obtenue est de 18 à 20 grs. de chlore actif par litre, le nombre de kg de sel marin qu'on a employés ainsi pour 1 kg de chlore actif produit est de 6. La tension aux deux bornes est de 3 volts, le nombre de kgwatt par kg de chlore actif est 7.
  - Dans la prochaine leçon, nous traiterons de la soude et du chlore. Je m excuse d'aller un peu lentement, mais il vaut mieux étudier les questions de près; nous passerons à la galvanoplastie, c'est-à-dire au dépôt électrolytique d’argent, de cuivre de nickel et à l'affinage des métaux par électrolyse ; ensuite à la métallurgie elle-même.
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