M. Ditte s’est proposé d’étudier les phénomènes calorifiques qui accompagnent la combinaison avec l’oxygène des quatre métaux cités plus haut, et de comparer les quantités de chaleur mesurées avec les propriétés physiques et chimiques de ces métaux.
Pour obtenir la chaleur de combustion du magnésium, l’auteur a eu recours à deux méthodes ; la première consiste dans la mesure des quantités de chaleur qui deviennent sensibles lorsque des poids équivalents de magnésium et de magnésie se dissolvent dans une même liqueur, qui dans ce cas fut l’acide sulfurique monohydraté étendu d’eau. La différence des deux nombres que l’on obtient permet de calculer le résultat cherché. La seconde méthode employée repose sur un fait observé déjà et signalé par M. Ditte, sur l’action très vive qu’exerce l’acide iodique sur le magnésium en donnant de l’iodate de magnésie, pendant que de l’iode est mis en liberté. Cette réaction très simple permet de déterminer avec facilité la chaleur de combustion. — La chaleur de combustion du zinc fut déterminée par la première de ces deux méthodes. Il en fut de même pour l’indium ; seulement, dans ce cas, l’action de l’acide sulfurique étendu étant très peu sensible et ne commençant que lorsqu’on touche le métal avec une tige de platine, voici comment l’auteur opère : Le métal, réduit en lames et pesé, fut placé dans une petite nacelle de platine, puis plongé dans la dissolution acide pendant un certain temps (quarante minutes), et enfin retiré ponr être pesé de nouveau.
Pour le cadmium, attendu que ce métal n’attaque pas les dissolutions étendues ou concentrées des acides sulfurique et chlorhydrique, M. Ditte dut avoir recours à l’action de l’acide iodique, après s’être assuré que dans ces conditions il ne pouvait se former d’iodure.
Si l’on résume les résultats obtenus par l’auteur, on voit que les nombres qui expriment la chaleur de combustion de ces métaux, quelle que soit d’ailleurs leur exactitude, n’ont rien d’absolu. — L’expérience lui a montré que la chaleur de combustion varie avec l’état physique de l’oxyde employé pour la déterminer. Il est donc essentiel de bien spécifier la nature de l’oxyde employé, les variations pouvant osciller entre des limites dont le tableau ci-joint pourra donner une idée. Les limites entre lesquelles la magnésie et l’oxyde de zinc ont été calcinés sont 360 degrés et le rouge blanc, Pour le cadmium, le résultat le plus faible correspond à l’oxyde amorphe, le plus fort à l’oxyde cristallisé, portés tous deux à la même température.
| Chaleur de Combustion | Magnésium | Zinc | Indium | Cadmium |
|---|---|---|---|---|
| Par gramme | Maximum, 6073,9 | 1391,2 | 1044,6 | 275,5 |
| Minimum, 5944,9 | 1324,3 | ….. | 271,1 | |
| Par équivalent. | Maximum, 72890 | 45401 | 37502 | 15506 |
| Minimum. 69222 | 43125 | ……. | 15231 |
La comparaison de ces nombres avec les propriétés principales des métaux considérés fournit quelques rapprochements intéressants. Ainsi :
- Tandis que le magnésium brûle avec un très vite éclat dans l’air, la combustion du zinc est bien moins énergique. Celle de l’indium devient plus difficile et le cadmium fond et s’oxyde en donnant une flamme très pâle, il peine visible. Or, la flamme et son éclat peuvent se rattacher à trois causes principales : l’état physique de l’oxyde, la température à laquelle il est porté et la volatilité du métal. Or, d’une part, celle température dépend essentiellement de la quantité de chaleur développée pendant la combustion. Elle diminue donc considérablement du magnésium au cadmium, ce qui explique déjà la décroissance très rapide de la flamme du premier de ces métaux au dernier ; d’autre part, la flamme étant d’autant plus étendue que le métal est plus volatil, et cette volatilité allant en augmentant du magnésium au cadmium, on conçoit que la flamme de ce dernier soi ! pille et très étendue, tandis que celle du magnésium est réduite à un point brillant.
- Le magnésium décompose l’eau au-dessus de 70 degrés, et sa vapeur à une température peu élevée ; le zinc, quoique sans action sur l’eau, s’oxyde facilement dans sa vapeur, tan. dis qu’au rouge seulement la décomposition de cette dernière par le cadmium commence à s’effectuer. Or, plus la température de la vapeur d’eau est élevée, moins il faut lui donner de chaleur pour la dissocier. On pourra donc diminuer de plus en plus cet échauffement préalable à mesure que la chaleur d’oxydation du métal sur lequel on expérimente ira en croissant ; c’est le cas du zinc et du magnésium.
- L’hydrogène réduit l’oxyde de cadmium vers 400 degrés, et celui d’indium au rouge sombre ; la réduction de l’oxyde de zinc ne fait que commencer à une très haute température ; et quant il la magnésie, elle présente seulement des traces de, décomposition dans la flamme du chalumeau à gaz. La réduction de l’oxyde parait donc d’autant plus facile que la chaleur de combustion du métal est moindre. Il n’y a là cependant qu’une simple analogie entre deux propriétés différentes ; en effet, les récentes expériences de M. H Sainte-Claire Deville nous ont appris que l’action de l’hydrogène sur un oxyde est fonction de la température de l’oxyde, ainsi que des pressions du gaz libre et de la vapeur d’eau formée,
En mettant des oxydes différents en présence de l’hydrogène gazeux, le rapport qui existe entre la chaleur d’oxydation du métal et celle de l’hydrogène parait devoir s’introduire, mais seulement comme une variable nouvelle, dans la fonction qui représente l’ensemble des phénomènes.
Le parallèle entre les propriétés physiques et chimiques principales de ces quatre métaux est donc aussi satisfaisante que possible.
Ces dernières forment un système d’analogies d’après lesquelles l’indium et le zinc se trouvent très rapprochés l’un de l’autre, pendant que le magnésium et le cadmium s’en écartent davantage et dans deux sens différents ; les premières en constituent un second non moins remarquable, et qui conduit à ranger ces métaux exactement dans le même ordre. Ces deux systèmes d’analogies conduisent donc à des résultats identiques.