jeanflop/post_ocr_correction2 huggingface dataset:
mélange a été entraînée par le gaz. Dans une expérience, la perte a été de 39.380 pour 100, et 97.294 pour 100 seulement de peroxyde ont été recouvrés. La quantité de chlore dégagé s'est élevée à 0.047 pour 100 du chlorate employé. Avec la pyrolusite, l'action a été moins rapide et la quantité de chlore dégagé moins grande. Avec le peroxyde précipité, l'action est beaucoup plus violente et se termine en cinq minutes environ. Il se produisait d'ordinaire une déperdition de substance solide par le tube et la quantité de chlore était moins grande. On a constaté que le peroxyde manganique perd la puissance qu'il a de décomposer le chlorate de potasse et ne peut, par conséquent, pas être employé dans une nouvelle opération. Pour vérifier ce fait, une quantité de peroxyde granulaire plus fin que celui précédemment employé a été chauffée sur une flamme d'un bec à gaz dans un tube à essais avec du chlorate de potasse; la masse a été lavée avec de l'eau et le résidu insoluble a été desséché. Cette opération a été répétée neuf fois, et le peroxyde lavé et desséché a été de nouveau chauffé avec du chlorate de potasse dans la vapeur de mercure. Dans ce cas, la quantité de peroxyde ne constituait que 6.8 pour 100 du chlorate employé; l'action a cependant été très violente et s'est terminée en deux minutes. La perte a été de 39.121 pour 100, et la quantité de chlore dégagé était égale à 0.045 pour 100. L'aspect du peroxyde était complètement modifié et la masse était brune au lieu d'être noire. Ces expériences montrent que le peroxyde ne peut pas être épuisé par l'usage et que son changement semble indiquer que le peroxyde avait pris part à l'action chimique et avait été reconstitué. On notera que dans toutes ces expériences il s'est dégagé, à côté de l'oxygène, une quantité considérable de chlore. Ce dégagement de chlore a été fréquemment décrit. Quelle est la source de ce chlore ? Son dégagement est-il corrélatif à l'action du peroxyde manganique sur le chlorate de potasse ? Telles sont les
de mercure. Dans ce cas, la quantité de peroxyde ne constituait que 6.8 pour 100 du chlorate employé; l'action a cependant été très violente et s'est terminée en deux minutes. La perte a été de 39.121 pour 100, et la quantité de chlore dégagé était égale à 0.045 pour 100. L'aspect du peroxyde était complètement modifié et la masse était brune au lieu d'être noire. Ces expériences montrent que le peroxyde ne peut pas être épuisé par l'usage et que son changement semble indiquer que le peroxyde avait pris part à l'action chimique et avait été reconstitué. On notera que dans toutes ces expériences il s'est dégagé, à côté de l'oxygène, une quantité considérable de chlore. Ce dégagement de chlore a été fréquemment décrit. Quelle est la source de ce chlore ? Son dégagement est-il corrélatif à l'action du peroxyde manganique sur le chlorate de potasse ? Telles sont les questions qui se posent naturellement. L'échantillon de peroxyde manganique précipité, qui a donné la plus grande quantité de chlore, avait été préparé par l'action d'une solution de chlorure de chaux sur du chlorure manganeux et contenait une petite quantité de chlore. Mais, par l'échauffement dans la vapeur de mercure, ce chlore a été éliminé. Si la totalité du chlore dégagé dans cette expérience avait été fournie par le peroxyde manganique, celui-ci aurait dû en contenir près de 2.5 pour 100 en poids, ce qui est inadmissible. Lorsqu'on chauffe dans un tube à essais, sur une flamme d'un bec à gaz, du chlorure de sodium avec du peroxyde manganique, il se produit un dégagement perceptible de chlore. Une petite quantité de chlore est également mise en liberté, lorsqu'on chauffe le mélange dans la vapeur de mercure. La présence du chlore dans l'oxygène obtenu par l'action du peroxyde manganique sur du chlorate de potasse n'a donc rien d'inattendu. Deux expériences ont été faites en vue de déterminer si l'addition d'un corps de nature à prévenir le dégagement de chlore affecterait la mise en liberté de l'oxygène. Dans un cas, le mélange a été additionné de 0.5 pour 100 de carbonate sodique. À
chlore a été éliminé. Si la totalité du chlore dégagé dans cette expérience avait été fournie par le peroxyde manganique, celui-ci aurait dû en contenir près de 2.5 pour 100 en poids, ce qui est inadmissible. Lorsqu'on chauffe dans un tube à essais, sur une flamme d'un bec à gaz, du chlorure de sodium avec du peroxyde manganique, il se produit un dégagement perceptible de chlore. Une petite quantité de chlore est également mise en liberté, lorsqu'on chauffe le mélange dans la vapeur de mercure. La présence du chlore dans l'oxygène obtenu par l'action du peroxyde manganique sur du chlorate de potasse n'a donc rien d'inattendu. Deux expériences ont été faites en vue de déterminer si l'addition d'un corps de nature à prévenir le dégagement de chlore affecterait la mise en liberté de l'oxygène. Dans un cas, le mélange a été additionné de 0.5 pour 100 de carbonate sodique. À la température d'ébullition du mercure, moins de 6 pour 100 d'oxygène se sont dégagés en une demi-heure. Par réchauffement sur la flamme d'un bec, l'action n'était pas rapide et la masse fondue avait un aspect verdâtre. Après le refroidissement, on a constaté la présence d'une petite quantité de permanganate. Dans l'autre expérience, on a employé à peu près la même quantité de carbonate potassique. Près de 8 pour 100 d'oxygène se sont dégagés à la température d'ébullition du mercure. Par l'échauffement sur la flamme, la déperdition observée a dépassé la déperdition théorique, ce qui était probablement dû à la fusion du tube à essais. Une quantité considérable de peroxyde manganique n'ayant pas été attaquée par réchauffement avec du chlorate, quelques expériences ont été faites dans le but d'établir si une quantité moins grande de peroxyde était capable d'effectuer la décomposition complète du sel. Dans une expérience, j'ai employé moins de 1 pour 100 de peroxyde, et, quoique le dégagement de gaz fût très lent (l'échauffement a duré 5 heures 20), j'ai obtenu finalement la quantité presque théorique d'oxygène. Une quantité encore moins grande de peroxyde attaque également le chlorate, mais beaucoup plus lentement. J'ai employé, dans un cas, 0.1 pour
l'autre expérience, on a employé à peu près la même quantité de carbonate potassique. Près de 8 pour 100 d'oxygène se sont dégagés à la température d'ébullition du mercure. Par l'échauffement sur la flamme, la déperdition observée a dépassé la déperdition théorique, ce qui était probablement dû à la fusion du tube à essais. Une quantité considérable de peroxyde manganique n'ayant pas été attaquée par réchauffement avec du chlorate, quelques expériences ont été faites dans le but d'établir si une quantité moins grande de peroxyde était capable d'effectuer la décomposition complète du sel. Dans une expérience, j'ai employé moins de 1 pour 100 de peroxyde, et, quoique le dégagement de gaz fût très lent (l'échauffement a duré 5 heures 20), j'ai obtenu finalement la quantité presque théorique d'oxygène. Une quantité encore moins grande de peroxyde attaque également le chlorate, mais beaucoup plus lentement. J'ai employé, dans un cas, 0.1 pour 100 de peroxyde, et, après 22 heures 40 d'échauffement, 6.289 pour 100 seulement d'oxygène ont été mis en liberté. Un accident de laboratoire a empêché la continuation de cette expérience. Dans tous les cas où la quantité de peroxyde est très petite, le chlorate blanc couvre les grains et l'on ne voit que très peu de points noirs. Lorsqu'on chauffe un mélange de ce genre, il est curieux d'observer la formation et la croissance de taches grises qui se produisent autour des grains et se propagent jusqu'à ce que la masse tout entière devienne uniformément grise. Il a semblé intéressant d'étudier le cours de ce changement, et, à cet effet, une petite quantité de chlorate de potasse a été placée dans un tube à essais avec un seul grain de peroxyde. Le tube à essais a été inséré dans un tube plus large ayant au fond un peu d'asbeste, et un thermomètre a été placé tout près du fond du tube intérieur. Un microscope avec un objectif de 4 pouces a été arrangé horizontalement, de façon qu'on puisse observer le grain sur lequel la lumière d'un bec à gaz était concentrée au moyen d'une lentille. Le bas du tube extérieur
ne voit que très peu de points noirs. Lorsqu'on chauffe un mélange de ce genre, il est curieux d'observer la formation et la croissance de taches grises qui se produisent autour des grains et se propagent jusqu'à ce que la masse tout entière devienne uniformément grise. Il a semblé intéressant d'étudier le cours de ce changement, et, à cet effet, une petite quantité de chlorate de potasse a été placée dans un tube à essais avec un seul grain de peroxyde. Le tube à essais a été inséré dans un tube plus large ayant au fond un peu d'asbeste, et un thermomètre a été placé tout près du fond du tube intérieur. Un microscope avec un objectif de 4 pouces a été arrangé horizontalement, de façon qu'on puisse observer le grain sur lequel la lumière d'un bec à gaz était concentrée au moyen d'une lentille. Le bas du tube extérieur a été placé sur la flamme d'un bec à gaz, et, la température ayant atteint 350°, on a pu constater des signes de fusion autour du grain de peroxyde, et la masse noire semblait reluire comme si elle était humectée ou attaquée. Comme il était impossible de maintenir une température constante, on l'a élevée jusqu'à ce que le chlorate tout entier ait été fondu. À ce moment, le grain de peroxyde s'est brisé en fragments minimes dont chacun offrait un foyer de dégagement de gaz. Par le refroidissement, la masse fondue a pris une coloration d'œillet, comme s'il s'était formé du permanganate. Cette coloration ne pouvait pas être due au ferrate potassique, la nuance produite par ce composé étant toute différente. Dans une autre expérience que j'ai mentionnée plus haut, 1 gr. 4402 de chlorate ont été chauffés dans la vapeur de mercure pendant 10 heures devant le microscope. La déperdition n'a été que de 0.1G7 pour 100. Un fragment de peroxyde granulaire pesant 0 gr. 0002 ou 0.014 pour 100 y a alors été introduit et l'échauffement a été recommencé. Des particules minimes se sont bientôt détachées du fragment, et le chlorate fondu circulait entre le verre et le
constante, on l'a élevée jusqu'à ce que le chlorate tout entier ait été fondu. À ce moment, le grain de peroxyde s'est brisé en fragments minimes dont chacun offrait un foyer de dégagement de gaz. Par le refroidissement, la masse fondue a pris une coloration d'œillet, comme s'il s'était formé du permanganate. Cette coloration ne pouvait pas être due au ferrate potassique, la nuance produite par ce composé étant toute différente. Dans une autre expérience que j'ai mentionnée plus haut, 1 gr. 4402 de chlorate ont été chauffés dans la vapeur de mercure pendant 10 heures devant le microscope. La déperdition n'a été que de 0.1G7 pour 100. Un fragment de peroxyde granulaire pesant 0 gr. 0002 ou 0.014 pour 100 y a alors été introduit et l'échauffement a été recommencé. Des particules minimes se sont bientôt détachées du fragment, et le chlorate fondu circulait entre le verre et le reste du sel, en emportant ces particules. Le tube refroidi présentait l'aspect si souvent observé : la tache grise s'était répandue à une certaine distance du grain. On a continué de chauffer pendant 4 heures et demie, et une partie du chlorate est entrée en fusion. La perte a été de 0.847 pour 100. La masse refroidie était colorée en jaune d'œillet. Dans l'expérience avec la pyrolusite, un cristal brillant de ce minéral provenant de Windsor, Nova Scotia, a été placé dans un tube à essais contenant du chlorate de potasse réduit en poudre. Le tube a été chauffé dans la vapeur de mercure devant le microscope. Le chlorate a bientôt commencé à fondre au contact du cristal, et l'on a pu observer que l'action se produisait sur la surface de celui-ci. Le cristal s'est ensuite cassé en petits fragments en forme d'aiguilles, et, au bout de 35 minutes, la fusion du sel était complète. Après le refroidissement, la masse était jaune d'œillet. Le dégagement de chlore pendant l'action du peroxyde manganique sur le chlorate de potasse et la couleur œillet qui se produit lorsque le composé manganique est employé en petite quantité semblent indiquer que la formation de permanganate
de 0.847 pour 100. La masse refroidie était colorée en jaune d'œillet. Dans l'expérience avec la pyrolusite, un cristal brillant de ce minéral provenant de Windsor, Nova Scotia, a été placé dans un tube à essais contenant du chlorate de potasse réduit en poudre. Le tube a été chauffé dans la vapeur de mercure devant le microscope. Le chlorate a bientôt commencé à fondre au contact du cristal, et l'on a pu observer que l'action se produisait sur la surface de celui-ci. Le cristal s'est ensuite cassé en petits fragments en forme d'aiguilles, et, au bout de 35 minutes, la fusion du sel était complète. Après le refroidissement, la masse était jaune d'œillet. Le dégagement de chlore pendant l'action du peroxyde manganique sur le chlorate de potasse et la couleur œillet qui se produit lorsque le composé manganique est employé en petite quantité semblent indiquer que la formation de permanganate est pour quelque chose dans le dégagement rapide d'oxygène. Différents chimistes ont formulé cette supposition. J'ai institué plusieurs expériences en vue de mettre en lumière ce point. Une expérience a été faite dans le but de déterminer la température à laquelle le permanganate de potasse entre en décomposition. Plusieurs cristaux de permanganate desséchés à l'air ont été réduits en poudre et chauffés dans la vapeur de mercure. Du gaz a commencé à se dégager vers 250°; à 260°, le dégagement était rapide, et, à 275°, la décomposition était terminée. La masse dans le tube ne s'était pas fondue, mais elle était presque complètement noire et fournissait, par l'addition d'eau, une solution verte intense. La déperdition par l'échauffement a été de 11.176 pour 100. Dans deux autres expériences, elle a été de 12.14 et 12.136 pour 100. On trouve d'ordinaire dans les manuels de chimie que le permanganate de potasse est décomposé par la chaleur en manganate de potasse, peroxyde manganique et oxygène, suivant l'équation HgMnO4 = MnO2 + O2. En prenant le nombre 55 pour le poids atomique du manganèse, cette décomposition implique le dégagement de 10.126 pour 100 d'oxygène. Le nombre 11.176 précédemment obtenu correspond plutôt à l'équation HgClO4
de permanganate desséchés à l'air ont été réduits en poudre et chauffés dans la vapeur de mercure. Du gaz a commencé à se dégager vers 250°; à 260°, le dégagement était rapide, et, à 275°, la décomposition était terminée. La masse dans le tube ne s'était pas fondue, mais elle était presque complètement noire et fournissait, par l'addition d'eau, une solution verte intense. La déperdition par l'échauffement a été de 11.176 pour 100. Dans deux autres expériences, elle a été de 12.14 et 12.136 pour 100. On trouve d'ordinaire dans les manuels de chimie que le permanganate de potasse est décomposé par la chaleur en manganate de potasse, peroxyde manganique et oxygène, suivant l'équation HgMnO4 = MnO2 + O2. En prenant le nombre 55 pour le poids atomique du manganèse, cette décomposition implique le dégagement de 10.126 pour 100 d'oxygène. Le nombre 11.176 précédemment obtenu correspond plutôt à l'équation HgClO4 + HgMnO4 = Hg2Cl2O4 + MnO2, qui exige 11.139 pour 100 d'oxygène. Le nombre 12.14 correspond à l'équation 2 HgClO4 + HgMnO4 = 2 Hg2Cl2O4 + MnO2, qui exige 12.15 pour 100 d'oxygène. Du reste, il ne faut pas attacher une trop grande importance à ces résultats, attendu que le permanganate de potasse employé n'était probablement pas bien pur; c'était simplement un échantillon bien cristallisé du sel du commerce. Plusieurs expériences ont été faites pour étudier l'influence de la présence de diverses quantités de permanganate de potasse sur la décomposition du chlorate potassique au contact du peroxyde manganique. Dans quatre expériences, on a ajouté au chlorate respectivement 0.1 %, 0.201, 0.449 et 0.491 pour 100 de permanganate. On a trouvé qu'à mesure que la quantité de permanganate augmentait, celle de chlore mis en liberté diminuait; dans la dernière expérience, il ne s'est point dégagé de chlore. Dans la première, où une très petite quantité de permanganate a été employée, la quantité de chlore a été notablement inférieure à celle fournie par le chlorate et le peroxyde granulaire sans addition de permanganate. La présence du permanganate diminue donc le taux de décomposition du chlorate. Un mélange en parties à peu près
permanganate de potasse employé n'était probablement pas bien pur; c'était simplement un échantillon bien cristallisé du sel du commerce. Plusieurs expériences ont été faites pour étudier l'influence de la présence de diverses quantités de permanganate de potasse sur la décomposition du chlorate potassique au contact du peroxyde manganique. Dans quatre expériences, on a ajouté au chlorate respectivement 0.1 %, 0.201, 0.449 et 0.491 pour 100 de permanganate. On a trouvé qu'à mesure que la quantité de permanganate augmentait, celle de chlore mis en liberté diminuait; dans la dernière expérience, il ne s'est point dégagé de chlore. Dans la première, où une très petite quantité de permanganate a été employée, la quantité de chlore a été notablement inférieure à celle fournie par le chlorate et le peroxyde granulaire sans addition de permanganate. La présence du permanganate diminue donc le taux de décomposition du chlorate. Un mélange en parties à peu près égales de chlorate de potasse et de permanganate de potasse a été chauffé dans la vapeur de mercure. Le permanganate a subi sa décomposition usuelle ayant dégagé, au-dessous de 275°, 11.468 pour 100 en poids de gaz. Par un nouvel échauffement dans la vapeur de mercure, il s'est produit un lent dégagement de gaz à 350° et un dégagement plus rapide à 356°. La masse s'est prise en un gâteau, mais ne s'est pas fondue. Le tube a encore été chauffé pendant 35 minutes, mais il ne s'est dégagé que très peu de gaz. La presque totalité de l'oxygène contenu dans le chlorate a été mise en liberté. Le résidu, additionné d'eau, s'est coloré en vert. Un autre mélange pareil a été chauffé dans la vapeur de mercure. Le dégagement de gaz, rapide au commencement, s'est ralenti ensuite. Plus tard, il est devenu très violent et une portion de la substance solide a été entraînée mécaniquement. La décomposition était complète au bout de 10 minutes. Le résidu ne contenait pas de manganate. La déperdition a été de 0 gr. 2428; la quantité théorique d'oxygène qui pouvait être fournie par le chlorate et le permanganate était de 0 gr. 2404. La
lent dégagement de gaz à 350° et un dégagement plus rapide à 356°. La masse s'est prise en un gâteau, mais ne s'est pas fondue. Le tube a encore été chauffé pendant 35 minutes, mais il ne s'est dégagé que très peu de gaz. La presque totalité de l'oxygène contenu dans le chlorate a été mise en liberté. Le résidu, additionné d'eau, s'est coloré en vert. Un autre mélange pareil a été chauffé dans la vapeur de mercure. Le dégagement de gaz, rapide au commencement, s'est ralenti ensuite. Plus tard, il est devenu très violent et une portion de la substance solide a été entraînée mécaniquement. La décomposition était complète au bout de 10 minutes. Le résidu ne contenait pas de manganate. La déperdition a été de 0 gr. 2428; la quantité théorique d'oxygène qui pouvait être fournie par le chlorate et le permanganate était de 0 gr. 2404. La différence s'explique par le fait qu'une partie de la substance solide a été entraînée mécaniquement. Ces expériences semblent indiquer que le manganate potassique ne favorise pas la décomposition du chlorate de potasse et que, quand on chauffe un mélange de chlorate et de permanganate, le premier est décomposé par le peroxyde manganique mis en liberté par le dernier. Comme il a été mentionné plus haut, lorsqu'on fond du chlorate de potasse avec une petite quantité de peroxyde manganique, la masse fondue se colore, en refroidissant, en jaune d'œillet. Fondue de nouveau sur une flamme, cette masse dégage de l'oxygène, mais la coloration persiste jusqu'à ce que la presque totalité du chlorate de potasse soit décomposée. À ce moment, la masse devient verdâtre, et, par un nouvel échauffement, le résidu fondu offre un aspect brunâtre. Si la couleur œillet est due au permanganate, comme il est très probable, elle semblerait indiquer que le permanganate se reproduit aussi rapidement qu'il est décomposé par la chaleur, car les expériences mentionnées plus haut prouvent que le permanganate se décompose en présence du chlorate de potasse. Lorsqu'on emploie du peroxyde en grandes quantités, la couleur d'œillet est masquée par l'oxyde noir. Cette observation semble fournir
peroxyde manganique mis en liberté par le dernier. Comme il a été mentionné plus haut, lorsqu'on fond du chlorate de potasse avec une petite quantité de peroxyde manganique, la masse fondue se colore, en refroidissant, en jaune d'œillet. Fondue de nouveau sur une flamme, cette masse dégage de l'oxygène, mais la coloration persiste jusqu'à ce que la presque totalité du chlorate de potasse soit décomposée. À ce moment, la masse devient verdâtre, et, par un nouvel échauffement, le résidu fondu offre un aspect brunâtre. Si la couleur œillet est due au permanganate, comme il est très probable, elle semblerait indiquer que le permanganate se reproduit aussi rapidement qu'il est décomposé par la chaleur, car les expériences mentionnées plus haut prouvent que le permanganate se décompose en présence du chlorate de potasse. Lorsqu'on emploie du peroxyde en grandes quantités, la couleur d'œillet est masquée par l'oxyde noir. Cette observation semble fournir la clé de cette question. De prime abord, il paraît impossible qu'un corps puisse se former à la même température à laquelle il se décompose; mais nous avons un cas quelque peu analogue dans l'ammoniac qui est décomposé par le courant électrique, et, en même temps, si l'on fait passer des étincelles électriques à travers un mélange d'azote et d'hydrogène, il se forme de petites quantités d'ammoniac. H.-N. Warren a constaté le fait que, lorsqu'on chauffe dans un tube de fer un mélange de chlorate de potasse et de peroxyde de manganèse et qu'on épuise le résidu par de l'eau, on obtient une solution alcaline. J'ai souvent essayé les solutions obtenues par l'épuisement des résidus après l'échauffement dans des tubes à essais, mais jamais je n'ai trouvé la moindre trace d'alcalinité. Le même résultat a été obtenu avec le résidu d'un mélange chauffé dans un creuset de platine. Mais si l'on calcine fortement le résidu, sa solution est alcaline. Eules a démontré qu'il ne se forme pas de perchlorate de potasse, lorsqu'on chauffe un mélange de chlorate de potasse et de peroxyde de manganèse. J'ai trouvé que le perchlorate, chauffé avec du peroxyde dans la vapeur de mercure, ne dégageait