La bauxite est un minerai qui tient son nom du village des Baux-de-Provence dans les Bouches-du-Rhône. Il contient 50 % d’oxyde-hydroxyde d’aluminium AlO(OH), de la silice SiO₂ et de l’oxyde de fer Fe₂O₃ qui lui donne sa couleur rouge. Broyé et traité à la soude par le procédé Bayer, on purifie la bauxite après précipitation et calcination afin d’obtenir l’alumine Al₂O₃ qui va servir à préparer le métal. L’aluminium est un métal léger de faible densité (2,7) et reste brillant grâce à une couche très fine transparente de son oxyde Al₂O₃ stable qui le protège de la corrosion. C’est pourquoi on l’utilise pour faire des ustensiles de cuisine, des canettes et même des avions et automobiles. [...]

L es premiers fabricants de verre étaient peut-être des marins phéniciens qui avaient établi leur camp sur une plage de méditerranée et utilisaient comme pierre pour leur foyer des briques de « natron » (Na₂CO₃). Ils avaient constaté que le sable et le natron produisaient des coulées de verre à l’épreuve du feu. Puis ce sont les égyptiens qui non seulement utilisaient des compositions pour la glaçure (émail) des céramiques mais aussi pour mouler des gobelets et petites bouteilles. En –250 ans av. J.-C., les babyloniens inventèrent le soufflage en cueillant la paraison (boule de verre) dans le four au bout d’une canne creuse et fabriquèrent ainsi de la vaisselle en verre. Ils laissèrent leur savoir-faire aux romains. Mais après la chute de l’empire romain, il faudra attendre, à l’exception des vitraux des cathédrales, les XIII^e et XIV^e siècles et Venise, avec les verriers de l’île de Murano, pour retrouver l’art de fabrication du verre. [...]

En 1902, Sabatier et Senderens procédèrent à la synthèse du méthane CH₄ sur nickel et cobalt à partir d’un mélange de monoxyde de carbone CO et d’hydrogène H₂. Le premier brevet a été déposé ensuite en 1913 en Allemagne par BASF sur la préparation d’huiles à partir d’un gaz de synthèse sur catalyseur cobalt-osmium Co-Os. [...]

Guyton de Morveau (1737-1816), avocat de Dijon, se passionnait pour la chimie. Il fut l’un des premiers convaincus de la justesse des théories de Lavoisier et l’un des fondateurs de l’École polytechnique. Il est l’auteur d’un Traité des moyens de désinfecter l’air.

En 1773, dit-il, l’hiver avait été si rigoureux que la terre était gelée à une grande profondeur, de sorte qu’on ne pouvait y creuser les tombes. Les cadavres, recouverts de chaux, furent entreposés dans les caves de l’église Saint-Médard. L’odeur devint bientôt si insupportable qu’il fallut fermer l’église. On avait en vain essayé des fumigations de vinaigre et allumé des brasiers sur lesquels on jetait différents parfums et des herbes odorantes. On sait aujourd’hui que l’odeur de cadavre est due à différentes amines volatiles, issues du catabolisme des protéines, prosaïquement dénommées cadavérine, putrescine, etc. Ayant remarqué que les vapeurs de chlorure d’hydrogène (HCl) et d’ammoniac (NH₃) se combinent en chlorure d’ammonium, solide ionique inodore, Guyton en fit l’essai en grand le 6 mars. Du sel commun fut ajouté à de l’acide sulfurique concentré dans une grande cloche de verre renversée. La cloche fut placée sur un bain de cendres froides progressivement chauffées par un grand réchaud. Le chlorure d’hydrogène qui s’en dégageait se combinait avec les amines nauséabondes volatiles en composés solides. Le lendemain, après avoir aéré pour renouveler l’air, toute mauvaise odeur avait disparu. Quatre jours après l’église fut rendue au culte, selon lui, « sans danger et même sans inquiétude ».

Le procédé fut appliqué pour désinfecter l’air des hôpitaux militaires sous la Convention, le Directoire et le Premier Empire. Les destructeurs d’odeurs modernes visent toujours à limiter la diffusion des molécules malodorantes par transformation chimique (oxydation ou hydrogénation des huiles), adsorption (charbon actif) et encapsulation, par exemple.

cadaverine

En savoir plus :

• Quelques rencontres historiques entre la chimie et les sciences de la santé, Josette Fournier, L’Actualité chimique (janvier 2004) pp. 9-18
• Traité des moyens de désinfecter l’air, de prévenir la contagion et d’en arrêter les progrès, Guyton de Morveau
   

Les frères Proust, Joachim (1751-1819) et Joseph Louis (1754-1826), angevins, quittèrent tôt leur ville natale pour, dit-on, fuir des parents fort avares. Ils avaient fait de bonnes études et appris la chimie et la pharmacie avec leur père apothicaire. En 1777 ils se retrouvaient à Paris. Le cadet, appelé pour le distinguer de son père, ce qui était fréquent, par son second prénom, Louis, avait réussi par concours à devenir pharmacien de l’hôpital de la Salpêtrière. On disait « gagnant-maîtrise », il n’était pas rémunéré, mais logé et nourri, il pouvait utiliser les locaux et les ressources, produits et instruments, de l’apothicairerie de l’hôpital.

Les deux frères s’exercent à la confection de pyrophores, on désignait par ce nom des substances susceptibles de s’enflammer spontanément à l’air avec incandescence, et c’était un sujet « à la mode ». Les savants cherchaient à comprendre la chimie des combustions et la vitesse des réactions, les autres se passionnaient pour la confection de feux d’artifice. C’était une époque festive. Les deux chimistes sont téméraires, ils font détonner différentes substances transformées en charbons par calcination dans une capsule de terre, en versant dessus quelques gouttes d’acide nitrique. Un festival de pétards.

Un charbon provenant de carthame (une plante oléagineuse), réduit en poudre et récemment calciné, détonna très vivement, et les deux frères s’émerveillent de voir la poudre s’élever « comme une gerbe d’artifice très jolie ». Mais ils reconnaissent que « ces expériences sont capricieuses » et dangereuses : ayant opéré avec un charbon qui provenait de la calcination de verdet (acétate de cuivre), « il s’éleva de cette détonation une espèce de gaz que je respirai, et qui me mit dans un malaise incroyable ; il me survint un grand mal de tête, et une envie de vomir, je ressentis une douleur dans les poumons, qui sans gêner la respiration, m’incommoda beaucoup ».

Une autre fois, triturant de l’oxyde rouge de mercure (HgO) avec du soufre dans l’espoir de préparer du cinabre (espèce cristalline de sulfure de mercure, HgS de couleur rouge carmin), « le résultat fut que le dôme du fourneau sauta en l’air, tandis que la porte du foyer alla se briser contre une muraille et faillit de me frapper dans l’estomac », mais la poussière qui s’éleva de la détonation « est du cinabre d’un rouge violet ».

Le bureau de l’hôpital se plaint. Louis obtient un contrat d’enseignement et de recherche au pays basque espagnol, ce sont les débuts d’une grande aventure savante. Et Joachim trouve un emploi dans l’officine renommée d’Hilaire-Marin Rouelle où il côtoie de grands chimistes de son temps, Descroizilles, Darcet et Bertrand Pelletier, avant de reprendre la pharmacie familiale à Angers.

En savoir plus :

• Définir l’espèce chimique : loi de Proust et constantes physiques, Josette Fournier

L’huile de ricin après trans-estérification et craquage permet d’obtenir le monomère du Rilsan, et de l’acide heptanoïque utilisé comme lubrifiant. Le Rilsan®, ou polyamide 11, était utilisé dans l’industrie textile. Aujourd’hui il a trouvé de nouvelles applications techniques prometteuses.

L’article replace dans un contexte historique comment cette fabrication du Rilsan® a été mise au point et quels sont les industries et les collaborateurs qui ont contribué à son essor.

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Avant de s’appeler éthylène ou éthène, ce gaz se nommait hydrogène bicarboné ou gaz oléfiant. Ce dernier nom vient du produit huileux appelé liqueur des Hollandais qui se forme par addition de chlore sur l’éthène. Il est à l’origine du terme générique oléfine qui désigne les hydrocarbures acycliques à double liaison.

C₂H₅OH = C₂H₄ + H₂O

Les dictionnaires du XIX^e siècle le disent « sans emploi » ! On l’obtenait par déshydratation de l’éthanol au moyen d’acide sulfurique concentré. Aujourd’hui, où le trouve-t-on et qu’en fait-on ?

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L’acide oxalique traité par l’acide sulfurique concentré produit du monoxyde et de dioxyde de carbone, les propriétés acides du second sont judicieusement utilisées pour le piéger dans une solution de potasse (hydroxyde de potassium) et obtenir le monoxyde CO peu soluble dans l’eau. L’acide sulfurique fixe l’eau. Le monoxyde de carbone a été découvert par Joseph Priestley (1733-1804).

On formalise la réaction de décomposition par l’équation :
COOH-COOH = CO₂ + CO + H₂O
On notera avec regret que les contenants utilisés sont indiqués sans préciser leurs volumes.

L’auteur distingue le monoxyde de carbone par son inactivité sur la teinture de tournesol. Ce réactif coloré sera employé jusque dans les années 1960 pour caractériser les solutions acides qu’il colore en « rouge pelure d’oignon » et les solutions alcalines qu’il colore en bleu.

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Dans cette page l’auteur décrit le montage utilisé en 1850 pour se procurer du dichlore en laboratoire à partir de dioxyde de manganèse MnO₂ (appelé alors peroxyde de manganèse) et d’acide chlorhydrique : chauffage au fourneau à charbon, bouchon de liège, tube en S, flacon laveur. Une occasion de définir ce matériel qui a presque disparu de la pratique des chimistes, et d’expliquer les dispositifs de sécurité inventifs de ce montage. Le flacon laveur contenant de l’eau, placé après le ballon de réaction, sert à piéger le chlorure d’hydrogène plus soluble dans l’eau que le dichlore entraîné par lui.

Cette réaction peut être formalisée par l’équation suivante :
MnO₂ + 4 HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O

C’est par elle que Wilhelm Scheele (1742-1786) a découvert le dichlore en 1774. Elle a été utilisée longtemps dans le procédé Weldon. On traitait le chlorure de manganèse par la chaux, l’hydroxyde Mn(OH)₂ précipitait ; on l’oxydait par un courant d’air en manganite de calcium CaMnO₃ ou CaMn₂O₅ apte à oxyder une nouvelle quantité d’acide chlohydrique.

Pour aller plus loin on se reportera aux articles de mediachimie-histoire sur les équivalents.

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On ne prépare plus l’oxygène au laboratoire aujourd’hui. Dans cette page l’auteur décrit le montage utilisé en 1850 quand les ballons commencent à supplanter les cornues, pour se procurer du dioxygène en laboratoire à partir de dioxyde de manganèse MnO₂ (le plus commun des minerais de manganèse, appelé alors peroxyde de manganèse) et d’acide sulfurique concentré : chauffage au fourneau à charbon, bouchon de liège, terrine (que nous remplaçons par un cristallisoir), cloche (éprouvette à gaz), capsule (têt à gaz).

Voilà une occasion de définir ce matériel qui a presque disparu de la pratique des chimistes, d’apprécier l’approvisionnement simple d’aujourd’hui, et de proposer une équation de réaction :
MnO₂ + H₂SO₄ = MnSO₄ + H₂O + ½  O₂

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