Histoire des Sciences/03

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Histoire des Sciences
Revue des Deux Mondes, 2e périodetome 82 (p. 298-329).
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HISTOIRE
DES SCIENCES

L’EVOLUTION DES DOCTRINES CHIMIQUES DEPUIS LAVOISIER.

I. Leçons de philosophie chimique, par Adolphe Wurtz ; Paris 1864. — II. Histoire des doctrines chimiques depuis Lavoisier jusqu’à nos jours, par le même ; Paris 1868.

Voici un écrit que nous pourrions appeler révolutionnaire. Une école de chimistes dont M. Wartz est le chef vient affirmer des doctrines nouvelles à l’appui desquelles elle apporte d’immenses travaux. Il ne s’agit de rien moins que d’une véritable réformation de la chimie. Les personnes qui n’auraient sur cette science que les notions acquises il y a quelques années dans l’enseignement classique sont mises en demeure de considérer les phénomènes chimiques sous un jour tout nouveau. Nous voulons parler de l’introduction magistrale que M. Wurtz a mise en tête d’un Dictionnaire de chimie pure et appliquée, œuvre considérable dont il poursuit la publication avec un grand nombre de collaborateurs. Il faut lire ce Discours préliminaire où est tracée de main de maître la marche que la science a suivie depuis les dernières années du siècle passé. On y voit clairement comment les points de vue se sont peu à peu modifiés depuis Lavoisier, comment les doctrines se sont transformées. On y voit naître et se développer les théories contemporaines, théories qui peuvent sembler étranges quand elles sont exposées sans préparation, et dont on n’acquiert l’intelligence qu’en découvrant les racines qu’elles ont dans le passé. Nous essayerons ici de prendre quelques traits dans ce récit à la fois précis et abondant, et de marquer par quelques jalons la route suivie depuis Lavoisier jusqu’à nos jours.


I

La chimie date de Lavoisier. Il n’y a pas d’autre exemple d’une science qui ait été si complètement créée par un seul homme. Sans doute la chimie avait fait avant lui d’utiles découvertes ; mais elles se sont comme effacées en entrant dans le cadre nouveau qu’il a ouvert. C’est en déterminant la véritable nature de la combustion que Lavoisier renouvela ainsi la science. Il eut à détruire la théorie du phlogistique, que Stahl avait fondée en Allemagne dans les premières années du XVIIIe siècle. Dans cette théorie, on regardait un métal comme formé d’une chaux métallique et d’un principe spécial ou phlogistique qui pouvait en être séparé par la chaleur. Le phénomène du feu était considéré comme un puissant dégagement de phlogistique. On pouvait d’ailleurs, disait-on, rendre aux métaux le phlogistique qu’ils avaient perdu, et il suffisait pour cela de les chauffer avec une substance abondamment pourvue de ce principe, comme le charbon, le bois, l’huile. Ainsi, en calcinant le plomb à l’air, on obtenait une poudre jaune, la litharge, qui était la chaux métallique séparée de son phlogistique, et, si on chauffait ensuite cette litharge avec du charbon en poussière, le phlogistique du charbon s’unissait à la chaux pour revivifier le plomb. Dans cette doctrine, les phénomènes étaient pris à contre-pied, et Lavoisier obtint sa première victoire en montrant qu’il se passait précisément le contraire de ce qu’on croyait. Le métal en se calcinant, au lieu de perdre une partie de lui-même, attire à lui et fixe un des élémens de l’air, et la revivification du métal a lieu précisément quand on élimine cet élément aériforme.

Pour mettre ces faits en évidence, il suffit à Lavoisier d’une balance exacte. Il pesa les corps froids et calcinés, et il vit clairement l’augmentation de poids qui résulte de la calcination. Supposer que les élémens de la matière conservent leur poids au milieu des modifications qu’ils peuvent subir était une vue ingénieuse, y trouver le principe d’une méthode générale de recherche était un trait de génie. Les anciens chimistes s’étaient bien à l’occasion servis de la balance ; mais ils l’avaient considérée comme un instrument secondaire et n’avaient pas su en tirer parti. Robert Boyle avait reconnu que les métaux augmentent de poids par la calcination ; il avait attribué ce phénomène à la chaleur qu’ils absorbent. Stahl ne l’avait pas ignoré non plus ; mais il n’y vit qu’une circonstance indifférente qu’il ne prit même pas la peine d’expliquer. L’on ne s’attachait de son temps qu’à l’apparence extérieure des faits, et l’on ne considérait que le côté qualitatif des phénomènes. Il appartenait à Lavoisier de fonder une science nouvelle sur la considération des quantités.

Dès l’année 1772, il fit connaître à l’Académie que le soufre et le phosphore augmentent de poids en brûlant à l’air parce qu’ils absorbent une partie de cet air, et il établit que la réduction des chaux métalliques donne lieu à un dégagement de gaz. En 1774, il produisit un mémoire décisif sur la calcination de l’étain. Ayant maintenu longtemps de l’étain en fusion dans un vase clos, il montrait que l’accroissement de poids du métal était égal au poids de l’air qui rentrait dans le vaisseau lorsqu’on ouvrait celui-ci après le refroidissement. Dans cette même année 1774, Priestley découvrit le gaz oxygène, et Lavoisier reconnut tout de suite que c’était là l’élément de l’air qui entrait en combinaison avec les métaux. Déjà instruit des fonctions physiologiques de ce gaz, il l’appela d’abord air vital ou « air éminemment propre à entretenir la combustion et la respiration. » C’est en 1778 seulement qu’il lui donna le nom d’oxygène, voulant marquer par là que ce gaz est l’origine de la qualité propre aux acides. De 1774 à 1778 en effet, il avait produit d’abord l’acide carbonique par la combustion du diamant, comme les anciens académiciens del Cimento, puis l’acide phosphorique et les acides sulfurique et nitrique. Dans ces quelques années, le rôle de l’oxygène était devenu tout à fait prépondérant en chimie ; Lavoisier avait tracé la théorie générale des acides, des oxydes, des sels. Un acide résulte de l’union d’un corps simple, ordinairement non métallique, avec l’oxygène ; un oxyde est une combinaison de métal et d’oxygène, un sel enfin est formé par l’union d’un acide et d’un oxyde. Ainsi se formulait un système complet qui dès l’année 1778 s’opposait aux idées de Stahl. Celles-ci ne cédèrent pourtant le terrain que fort lentement, et Lavoisier rencontra pour adversaires plusieurs même des savans qui lui apportaient le tribut de leurs découvertes. Priestley, par exemple, fut un de ces contradicteurs acharnés : le chimiste qui avait découvert l’oxygène tint jusqu’au bout pour le phlogistique ; pour lui, l’oxygène était de l’air déphlogistiqué. Priestley était un esprit ardent et inquiet ; théologien autant que physicien, il s’attira des persécutions par le zèle avec lequel il défendit l’unitarisme ; l’ardeur qu’il montra pour les principes de la révolution française le fit nommer membre de notre convention nationale, mais lui ferma les portes de sa patrie ; il alla mourir en Amérique près des sources du Susquéhannah (1804), défendant jusqu’au dernier jour la doctrine de Stahl et repoussant les idées de Lavoisier. Quant à Cavendish, l’illustre inventeur de l’hydrogène, il publiait en 1784 une exposition détaillée de la théorie du phlogistique et la défendait par mille ingénieux argumens ; enfin Scheele, le grand chimiste suédois, mourut en 1786 sans avoir cessé de professer la doctrine du phlogistique ; il est vrai qu’il y avait apporté peu à peu divers tempéramens pour la mettre en harmonie avec les idées nouvelles.

Cependant le système de Lavoisier se répandait graduellement, et on y faisait rentrer un nombre de plus en plus considérable de corps. Les principes que le maître avait démontrés pour les combinaisons oxygénées s’appliquaient par extension aux corps dépourvus d’oxygène. Un sulfure résulte de la combinaison du soufre avec un métal, un phosphure renferme un métal uni au phosphore. Ces sulfures et ces phosphures, composés binaires, se combinent eux-mêmes deux à deux pour former des corps plus compliqués, des sulfosels ou des phosphosels. Ainsi toutes les combinaisons chimiques, celles qui contiennent de l’oxygène aussi bien que celles qui en sont dépourvues, ont une constitution binaire ; tel est le trait caractéristique du système. Les corps simples ou élémens s’unissent d’abord deux à deux, et les corps composés qui en résultent se combinent eux-mêmes suivant la même règle. C’est un dualisme universel.

Un langage chimique admirablement imaginé vint bientôt se mettre au service de cette théorie. Il y avait alors à Dijon un avocat général, Guyton de Morveau, qui consacrait à l’étude de la chimie les loisirs que lui laissait sa profession de magistrat ; il avait fait établir des cours de science par les états de Bourgogne, et il y professait lui-même la chimie et la minéralogie ; il fut depuis un des principaux fondateurs et l’un des premiers professeurs de l’École polytechnique, Guyton de Morveau avait été frappé, dans les cours qu’il faisait à Dijon, des inconvéniens que présentait le langage employé par les chimistes ; c’était un amas de mots bizarres inventés par les anciens alchimistes, un assemblage incohérent de qualifications qui n’apprenaient rien sur la nature des corps. Il s’ingénia pour créer de toutes pièces une nomenclature nouvelle, pour donner à chaque corps un nom rationnel qui en marquât la composition. Dès l’année 1782, il présenta ainsi un système complet ; mais il y fallut faire de profonds changemens, car Guyton n’avait pas accepté pleinement dès le début les idées de Lavoisier. Les chefs de la nouvelle école adoptèrent du moins le principe de la réforme proposée, et enfin, en 1787, les efforts combinés de Guyton, de Lavoisier, de Berthollet, de Fourcroy, aboutirent à la création de cette nomenclature chimique qui règne encore dans notre enseignement classique. La série des combinaisons oxygénées occupait le premier rang dans la nomenclature, comme dans les idées de Lavoisier ; elle avait servi de modèle pour les autres. Les composés les plus simples de l’oxygène sont les acides et les oxydes ; deux mots servent à les exprimer, le premier indiquant le genre de la combinaison ; le second (ordinairement un adjectif) désignant le métal ou le métalloïde qui est uni à l’oxygène ; ainsi on dit acide sulfurique, oxyde de plomb ou oxyde plombique. Pour exprimer les divers degrés d’oxydation d’un seul et même corps, la nomenclature recourt à des artifices ingénieux : elle emploie des préfixes tirés du grec ou du latin, ou bien elle modifie la terminaison de l’adjectif. C’est ainsi qu’elle dit : protoxyde et bioxyde de plomb, — protoxyde et peroxyde de manganèse, — acides hypo-sulfureux, sulfureux, sulfurique. Deux mots servent de même à désigner les sels ; le premier marque le genre, déterminé par l’acide, l’autre l’espèce, déterminée par la base métallique. C’est ainsi que sulfate de plomb veut dire combinaison d’acide sulfurique et d’oxyde de plomb. Ces règles, établies d’abord en vue des corps oxygénés, furent appliquées par analogie aux composés que le soufre et le phosphore forment avec les métaux, et on les étendit avec plus ou moins de facilité à tous les corps inorganiques ; mais ce n’est point ici le lieu d’entrer dans les détails de la nomenclature chimique, il nous suffit d’en avoir rappelé le principe. Ce principe ne fut pas d’abord admis sans résistance. Saisie du travail des quatre réformateurs, l’Académie ne le reçut qu’avec beaucoup de réserve. « Le tableau des corps qu’on nous présente, disait le rapport académique, est l’ouvrage de quatre hommes justement célèbres dans les sciences ;… ils ne l’ont formé qu’après avoir bien comparé sans doute les bases de la théorie ancienne avec les bases de la théorie nouvelle. Ils fondent celle-ci sur des expériences belles et imposantes ; mais quelle théorie réunit jamais les savans par un concert de plus belles expériences, par une masse de faits plus brillans que la doctrine du phlogistique ? Ce n’est pas en un jour qu’on réforme, qu’on anéantit presque une langue déjà entendue, déjà familière même dans toute l’Europe, et qu’on lui en substitue une nouvelle d’après des étymologies ou étrangères à son génie ou prises souvent dans une langue ancienne déjà presque ignorée des savans, et dans laquelle il ne peut y avoir ni trace ni notion quelconque des choses ni des idées qu’on doit lui faire signifier. » Malgré la froideur de l’Académie, on sait quels services a rendus la nomenclature et quelle clarté elle a introduite dans l’histoire de la chimie. Et d’abord elle contribua puissamment au triomphe des idées de Lavoisier ; dès l’année 1790, celles-ci avaient acquis une autorité à peu près incontestée ; quatre ans plus tard, au moment où il tombait sous la hache de la terreur, Lavoisier pouvait se dire que son œuvre était faite et que la chimie moderne était fondée.

Arrivons tout de suite à un fait considérable qui fut apporté dans la science pendant les premières années de ce siècle par un professeur de Manchester, le chimiste Dalton. C’était un esprit indépendant, porté à chercher sa voie loin des sentiers battus, disposé aux hypothèses hardies. Dalton montra que les corps se combinent non-seulement en proportions définies, mais encore en proportions multiples, c’est-à-dire que, lorsqu’une substance est susceptible de former avec une autre plusieurs composés, les quantités pondérables qui entrent dans ces combinaisons différentes ont entre elles des rapports tout à fait simples, comme du simple au double ou au triple. Ce n’est pas que le germe d’une pareille découverte ne fût contenu dans des travaux antérieurs. Au temps même des premières recherches de Lavoisier un savant allemand, Wenzel, avait établi que les quantités relatives des bases qui saturent un acide sont aussi celles qui saturent un acide différent. Ces quantités s’équivalent donc dans les combinaisons. Il y avait là les élémens d’une importante théorie ; mais les travaux de Wenzel furent comme effacés par l’éclat des succès de Lavoisier, ils passèrent inaperçus au milieu des controverses plus graves qui agitaient les chimistes, et ce ne fut que longtemps après qu’ils furent remis en lumière. La loi de Dalton avait d’ailleurs une bien autre généralité que les faits signalés par Wenzel. Celui-ci ne s’était occupé que des bases et des acides ; Dalton appliquait la loi à tous les corps, aux corps simples, comme aux corps composés. Wenzel parlait seulement de rapports définis ; Dalton montrait que ces rapports s’expriment par des nombres tout à fait simples. Ce fait saisissant demandait une explication, et Dalton la donna. Il supposa que les différens corps sont formés de petites particules indivisibles ou atomes. Déjà on s’était habitué, d’après les vues de Lavoisier, à considérer un certain nombre de substances comme marquées d’une individualité native, comme absolument irréductibles ; c’étaient là de véritables élémens au-delà desquels il n’y avait pas lieu de remonter. La théorie des atomes vint confirmer cette idée et lui donner un corps. Pour chaque substance élémentaire, l’atome, étant indivisible, possède un poids invariable. Les molécules se forment par la juxtaposition des atomes ; si elles contiennent plus d’un atome d’une même substance, elles en renferment deux, trois ou du moins un très petit nombre ; telle est la raison évidente de la loi des rapports simples. Les molécules d’ailleurs se combinent tout d’une pièce les unes avec les autres, et de là vient que la simplicité des rapports se maintient dans les corps complexes. L’explication que Dalton donnait ainsi des phénomènes était une pure hypothèse, et l’on pouvait dire à la rigueur qu’elle n’était pas nouvelle. Dans l’antiquité, Leucippe, Démocrite, Épicure, avaient professé une théorie des atomes ; mais quelle différence entre leur conception vague, arbitraire, et l’idée de Dalton, née de l’examen des faits, appuyée sur un ensemble important de phénomènes, et que l’on pouvait vérifier la balance à la main ! Dans la pensée de Dalton, les corps simples ou élémens étaient donc spécialisés par le poids de leur atome, et les poids atomiques devenaient le fondement de la chimie.

Cette doctrine se répandit rapidement en Angleterre. Elle fut exposée en 1807 par un disciple de Dalton, Thomson, dans un traité qui eut un grand succès (System of Chemistry). La chimie de Thomson fut traduite en français en 1808, et parut avec une préface de Berthollet, qui en combattait les conclusions. L’hypothèse de Dalton était en effet inconciliable avec les idées que Berthollet professait sur l’affinité, et qui étaient chez lui le résultat de longues et importantes recherches. Berthollet admettait que l’affinité agit également sur les corps en quelque quantité qu’ils soient mêlés, de telle sorte qu’ils sont aptes en principe à se combiner en proportions quelconques. Est-ce à dire qu’il niât absolument la loi des proportions multiples ? Il l’admettait dans une certaine mesure ; mais il la regardait comme un fait accidentel dû à des causes étrangères à l’affinité. Qu’arrive-t-il lorsqu’on met en présence des sels différens capables d’agir les uns sur les autres ? Ce sont les sels insolubles ou volatils qui se forment de préférence. Ils se forment parce qu’une force physique, la cohésion dans le premier cas, l’élasticité dans le second, vient triompher de l’affinité qui retenait les élémens dans d’autres combinaisons. Il faut ainsi un certain rapport entre la force physique et l’affinité pour que la nouvelle combinaison se produise, et elle ne se produit qu’au moment où ce rapport est atteint : de là vient que les élémens des corps entrent en proportions définies dans les composés ; mais quand l’affinité s’exerce seule, quand elle n’a pas à lutter contre des forces physiques, elle réunit les corps en toutes proportions. Telles étaient les vues de Berthollet, et on conçoit qu’il ne fût pas disposé à regarder les corps comme formés de petits blocs entiers et indivisibles. Il combattit donc vivement la théorie de Dalton ; mais elle avait trouvé en France un défenseur convaincu. Proust entama avec Berthollet un long et brillant débat, et vers 1810 la loi des proportions fixes en sortit triomphante. Vers la même époque, une importante découverte, venait ouvrir un nouveau terrain aux conjectures de la chimie. Un jeune savant à peine sorti de l’École polytechnique, Gay-Lussac, appela l’attention sur les rapports volumétriques dans lesquels les gaz se combinent. On n’était pas fixé sur les volumes respectifs d’hydrogène et d’oxygène qui forment l’eau ; on avait admis successivement des nombres approximatifs qui n’avaient rien de saisissant pour l’esprit. En 1805, Gay-Lussac démontra, en collaboration avec Alexandre de Humboldt, que deux volumes d’hydrogène entrent rigoureusement en combinaison avec un volume d’oxygène pour former deux volumes de vapeur d’eau. Il ne s’agissait point là d’à-peu-près, de nombres approchés, il s’agissait d’un rapport strictement exact qui devait faire soupçonner qu’on se trouvait en face d’une loi de la nature. Gay-Lussac s’appliqua dès lors à généraliser sa découverte, et en 1809 il avait mis en lumière un certain nombre de faits très caractéristiques. Ainsi deux volumes d’azote sont combinés à un volume d’oxygène pour former deux volumes de protoxyde d’azote. Un volume de chlore s’unit à un volume d’hydrogène pour former deux volumes d’acide chlorhydrique. Trois volumes d’hydrogène s’unissent à un volume d’azote pour former deux volumes d’ammoniaque. Pour tous les gaz simples, on trouve ainsi des rapports volumétriques absolument simples.

Cette loi a par elle-même une importance capitale ; mais elle devient particulièrement remarquable si on la rapproche de celle de Dalton. Ces deux lois étaient à peine formulées qu’on en tira, en les combinant, des vues admirablement ingénieuses sur la constitution moléculaire. Elles sont en effet comme deux rayons lumineux qui pénètrent dans le secret de la nature par deux côtés différens, et le terrain qu’elles embrassent entre elles se trouve ainsi éclairé du jour le plus vif. Dalton s’occupait seulement des poids, Gay-Lussac des volumes, et tous deux trouvaient une absolue simplicité dans les rapports des combinaisons. N’était-il pas probable dès lors qu’ils se trouvaient en face d’un seul et même grand fait naturel considéré sous deux aspects distincts ? Un chimiste italien, Amedeo Avogadro, ne tarda point à formuler la conception générale qui embrasse à la fois la loi de Dalton et celle de Gay-Lussac. Ses vues sont exposées dans un mémoire qu’il publia en 1811. L’idée synthétique d’Avogadro consiste à regarder tous les gaz simples comme renfermant le même nombre d’atomes sous le même volume ; dans les composés, les atomes s’unissent quelquefois deux à deux, et dans ce cas la combinaison a lieu par volumes égaux ; quelquefois ce sont deux ou trois atomes de l’un des composans qui se portent sur un seul atome de l’autre, et cette circonstance détermine le rapport des volumes : ainsi une relation étroite se trouvait établie entre la densité et le poids atomique des gaz.

La théorie d’Avogadro eut peu de retentissement, soit qu’il n’eût pas comme chimiste un renom suffisant, soit qu’il eût compromis son hypothèse en voulant lui donner prématurément. une trop grande extension et notamment en l’étendant aux corps solides. Elle fut reprise en 1814 par Ampère, et elle obtint sous ce nouveau patronage un peu plus de succès sans arriver cependant tout de suite à un assentiment universel ; de graves difficultés qu’elle laissait subsister ou qu’elle tranchait trop facilement devaient pendant longtemps encore contribuer à l’obscurcir.


II

Le nom de Berzélius est un des plus grands de la chimie. Né en 1779 dans la Gothie occidentale, il mourut à Stockholm en 1848. « Dans le cours d’une longue carrière entièrement consacrée à la science, dit M. Wurtz, il conquit l’autorité la plus incontestée et épuisa tous les honneurs qui peuvent tomber en partage à un savant. Titres académiques et titres de noblesse, position élevée dans l’enseignement et dans l’état, fortune et considération publique, tout cela est venu le combler sans diminuer chez lui le goût et le culte de la science. Il travailla jusqu’à son dernier jour. Auteur de découvertes nombreuses et importantes, il a dû plus à la persévérance qu’au génie. Ce qui frappe d’admiration dans ses travaux, c’est l’exactitude des faits observés et la rigueur conséquente des déductions plutôt que l’éclat et la profondeur des idées. Il porta les méthodes d’analyse à un degré de perfection inconnu auparavant, formant ainsi lui-même l’instrument de ses plus grandes découvertes. » Quelques traits principaux peuvent résumer l’œuvre de Berzélius. Il a donné une nouvelle consistance au système des atomes, qu’il a d’ailleurs un peu modifié par des vues personnelles. C’est lui qui a inauguré l’usage d’une notation chimique dont le principe a été universellement adopté. Enfin il a défendu avec énergie la théorie du dualisme inaugurée par Lavoisier, et il a fait de grands efforts pour la mettre en état d’expliquer toutes les découvertes de la chimie organique. Pendant sa longue existence d’ailleurs, il a vu se produire les premiers travaux qui devaient aboutir à une conception nouvelle de la combinaison chimique, et il s’est mêlé activement aux controverses que ces tentatives ont soulevées.

C’est par des déterminations de poids atomiques que Berzélius commença de se faire connaître ; en 1815, il publia ses premières recherches et ses premières tables, qui introduisirent dans les analyses chimiques une précision jusqu’alors inconnue. Berzélius avait admis sur les atomes l’idée fondamentale de Dalton ; mais il avait été frappé aussi des découvertes de Gay-Lussac, et il fut ainsi conduit à donner un tour particulier à la notion des atomes. Dalton disait qu’un atome d’hydrogène et un atome d’oxygène se réunissent pour former une molécule d’eau ; mais, afin de tenir compte de la loi de Gay-Lussac, il fallait admettre que la molécule d’eau renferme, avec un atome d’oxygène, deux atomes d’hydrogène. On devait dès dors considérer l’atome d’hydrogène comme étant moitié moindre que ne l’avait imaginé Dalton, et c’est ce que fit Berzélius. C’est là un fait des plus importans dans l’histoire de la chimie, car il est l’origine d’une sorte de schisme qui s’est introduit dans la science et qui y règne encore. Une divergence a commencé dès lors à s’établir entre la notion des poids atomiques et celle des équivalens, qui jusque-là étaient absolument confondues. Les atomes de Dalton étaient les plus petites parties des corps qui entrassent en combinaison, et Wollaston les avait appelés des équivalens parce que ces parties se remplaçaient les unes les autres dans les composés. Poids atomiques, poids équivalens, étaient donc synonymes. Il n’en était plus de même pour Berzélius ; dans les molécules d’eau, il faisait entrer deux atomes d’hydrogène, et l’équivalent de ce gaz était ainsi le double du poids atomique.

Cette distinction se traduisait nettement dans la notation chimique dont Berzélius avait adopté l’usage. L’emploi d’une sorte de langage écrit est en effet, comme nous l’avons dit, un des principaux services que le grand chimiste suédois ait rendus à la science. Les alchimistes désignaient les corps qui entraient dans les réactions par des symboles conventionnels, des figures de fantaisie souvent bizarres. Dalton avait proposé un système de notation rationnel. Il représentait les atomes par de petits cercles qui encadraient des marques caractéristiques pour chaque corps simple ; ceux de l’hydrogène renfermaient un point, ceux de l’azote une barre, ceux du soufre une croix ; les cercles de l’oxygène étaient entièrement blancs, ceux du charbon entièrement noirs ; ceux des métaux portaient au centre la lettre initiale du nom de chacun d’eux. Dalton groupait sur le papier ces petits cercles atomiques de façon à reproduire une sorte de figure des molécules : c’était ingénieux et clair ; mais cette notation devenait vite encombrante, et elle était d’ailleurs bien arbitraire, car elle procédait d’une idée préconçue sur l’arrangement des molécules. Berzélius représenta les atomes par des lettres, initiales des noms latins des élémens : O signifiait un atome d’oxygène, H un atome d’hydrogène, K un atome de kalium ou potassium, S un atome de soufre, Sb un atonie de stibium ou d’antimoine, et ainsi de suite. Des lettres juxtaposées représentaient les corps composés, et chacune d’elles était affectée d’un coefficient qui indiquait le nombre des atomes entrant dans la combinaison moléculaire. Ainsi l’eau était représentée par IPO, l’acide sulfurique par SO3, et ainsi des autres corps.

Cette notation précise et commode fut mise par Berzélius au service de la théorie dualistique qu’il avait empruntée à Lavoisier, et à laquelle il donna de nouveaux développemens. Berzélius reconnaît que, pour chaque genre de sels, il existe un rapport constant entre l’oxygène de la base et celui de l’acide ; ainsi dans les sulfates l’acide renferme trois fois plus d’oxygène que la base, dans les carbonates deux fois, dans les nitrates cinq fois. Les lois de composition s’écrivent tout naturellement dans la notation de Berzélius, la formule de l’acide étant juxtaposée à celle de la base ; KO.SO3 sera le sulfate de potasse et de même pour les autres sels. Cette notation mettait en relief le système de groupement binaire auquel Lavoisier avait ramené toute la chimie. A l’appui de ce système, Berzélius apportait d’ailleurs toute une théorie électro-chimique dont il avait emprunté le principe à Davy, mais qu’il avait renouvelée et fécondée par une longue série de recherches personnelles. Il montrait que les corps composés sont toujours formés de deux élémens dont l’un est électro-positif et l’autre électro-négatif. C’était là, selon lui, une éclatante confirmation des idées de Lavoisier et de la théorie des sels. « Vous voyez bien, disait-il, que les sels renferment les élémens de l’acide juxtaposés à ceux de l’oxyde et non confondus avec eux ; car lorsque nous décomposons par le courant d’une pile un sel, comme le sulfate de soude par exemple, l’acide sulfurique se rend en bloc au pôle positif et la soude au pôle contraire. » Ainsi les formules dualistiques des sels étaient appuyées non-seulement sur le mode de formation ordinaire de ces derniers, mais encore sur la décomposition que les courans électriques leur font subir. Ici il faudrait examiner de près l’assertion de Berzélius. On trouverait que les courans ne dédoublent point précisément les sels de la manière qu’il indique. Aussi bien l’ensemble de cette théorie électrochimique a été fortement ébranlé par le temps, et, sans entrer à ce sujet dans aucun détail, il nous suffira de dire qu’elle n’apportait aux idées de Berzélius qu’un appui bien trompeur.

Cependant la chimie organique avait fait dans les vingt premières années de ce siècle quelques découvertes importantes. Le système du dualisme, créé à l’occasion des composés minéraux, avait maintenant à s’occuper de ces corps organiques que la nature nous présente dans les végétaux et les animaux, et où l’analyse chimique reconnaît surtout quatre élémens, l’oxygène, l’hydrogène, le carbone et l’azote. Berzélius fit rentrer ces corps complexes dans la théorie de Lavoisier ; suivant lui, les atomes d’hydrogène, de carbone, d’azote, étaient groupés de façon à former des radicaux soit binaires, soit tertiaires, et ces radicaux se combinaient avec l’oxygène pour former les substances organiques ; ces substances étaient en somme des oxydes à radical composé. C’est ainsi par exemple qu’il considérait l’éther. Ce corps était très anciennement connu comme le produit de la réaction de l’acide sulfurique sur l’alcool, et il avait acquis récemment une importance toute spéciale, parce qu’il était devenu le type d’une série entière, de composés analogues. Pour Berzélius, l’éther était formé d’un radical, l’éthyle, uni à un atome d’oxygène. Cet éthyle pouvait s’unir au chlore et à d’autres corps simples pour former des chlorures et d’autres combinaisons binaires. Le chlorure d’éthyle n’était autre que l’éther chlorhydrique. L’éther ordinaire, ou oxyde d’éthyle, pouvait s’unir à l’eau comme les oxydes métalliques et former un hydrure, qui était l’alcool ; il pouvait également s’unir aux acides anhydres et former de véritables sels, qui étaient les éthers composés. Toutes ces combinaisons se rangeaient donc sous la loi du dualisme grâce aux radicaux composés. On objectait bien que ces radicaux étaient des êtres de raison, des corps hypothétiques que personne n’avait jamais vus. « Patience, disait Berzélius, on finira par les isoler. » Pour le chimiste suédois d’ailleurs, il était bien entendu que ces radicaux organiques étaient complètement dépourvus d’oxygène ; c’était là l’esprit même du système ; le radical d’un côté, l’oxygène de l’autre, formaient les deux termes des composés simples, dont l’union binaire donnait ensuite des combinaisons plus complexes. La théorie des radicaux non oxygénés établissait donc le système dualistique dans la chimie organique ; ce système régnait sans partage vers l’année 1830. Non-seulement il était en possession de l’enseignement public dans toute l’Europe, mais il était seul développé dans les livres, et il ne soulevait pour ainsi dire aucune contradiction.

Ici se placent les origines des doctrines nouvelles qui devaient prétendre à renouveler la chimie. Le premier adversaire que rencontra la théorie dualistique fut un jeune chimiste, né à Alais en 1800, et qui s’était d’abord fait connaître par d’heureux essais en physiologie. « M. Dumas, dit M. Wurtz, avait à peine vingt ans lorsqu’il publia avec Bénédict Prévost ces expériences sur le sang qui sont encore classiques aujourd’hui. Arrivé à Paris en 1821, il se voua entièrement à la chimie, et fut bientôt en position d’entreprendre et de publier les travaux les plus importans. Développement indépendant de la chimie organique et réforme de la chimie minérale par les progrès ainsi accomplis, telle est l’ère qui commence avec M. Dumas. Ce programme, il l’a tracé le premier, mais il ne l’a point achevé. De puissans auxiliaires y ont mis la main avec lui et après lui ; parmi eux brillent au premier rang Laurent et Gerhardt, qui ont trop tôt disparu de la scène, mais dont les noms demeurent ineffaçables dans l’histoire de la science. Des efforts réunis de ces trois savans est sortie une école, la nouvelle école française. » C’est en 1834 que M. Dumas produisit les premiers faits qui devaient faire échec à la théorie de Berzélius. En étudiant l’action du chlore sur diverses matières organiques, il montra que ce gaz avait le pouvoir de s’emparer de l’hydrogène de certains corps et de le remplacer atome par atome ; il y avait là le germe d’une méthode de substitution tout à fait contraire à l’idée dualistique ; le chlore et l’hydrogène se substituaient l’un à l’autre sans tenir aucun compte du groupement binaire de Lavoisier et de Berzélius.

Aussi dès l’abord Berzélius, mesurant le danger, engagea résolument la lutte contre cette théorie naissante. Examinant à son point de vue les faits que produisaient les partisans de l’idée nouvelle, il cherchait à les faire rentrer dans le cadre qu’il avait tracé. Ainsi la découverte de l’acide trichloracétique, faite en 1839, fut le signal d’une longue et ardente controverse. C’est un acide qui diffère de l’acide acétique par trois atomes de chlore substitués à trois atomes d’hydrogène, c’est une sorte de vinaigre chloré, et M. Dumas, en l’étudiant, montrait comment la substitution s’y opère directement ; le chlore qui remplace l’hydrogène laisse subsister les propriétés fondamentales de la molécule ; le vinaigre chloré est un acide tout à fait semblable au vinaigre ordinaire et qui donne des sels tout à fait analogues aux acétates. « Voilà, disait M. Dumas, un acide organique dans lequel il entre une quantité de chlore très considérable et qui n’offre aucune des réactions du chlore, dans lequel l’hydrogène a disparu, remplacé par du chlore, et qui n’a éprouvé de cette substitution si étrange qu’un léger changement dans ses propriétés physiques. Tous les caractères essentiels de la substance sont demeures intacts… Il est évident qu’en m’arrêtant à ce système d’idées dictées par les faits, je n’ai point pris en considération les théories électro-chimiques de M. Berzélius ; mais ces théories, cette polarité spéciale attribuée aux molécules des corps simples, reposent-elles donc sur des faits tellement évidens qu’il faille les ériger en articles de foi ? » Non-seulement la substitution signalée par M. Dumas était contraire à la théorie électro-chimique, où le chlore et l’hydrogène étaient connus pour jouer des rôles différens ; mais c’était une véritable hérésie aux yeux de Berzélius que de supposée qu’un élément d’une combinaison binaire fût remplacé sans que cette combinaison fût défaite. Le jeune chimiste d’Alais montrait en cette occasion une grande confiance en lui-même ; il s’attaquait de front à l’imposante autorité du savant suédois. C’était David bravant Goliath. Berzélius accourut à la défense des principes menacés, et s’efforça de prouver que l’acide trichloracétique n’avait pas avec l’acide acétique les rapports que l’on supposait ; il en faisait un corps tout différent, un composé de sesquichlorure de carbone et d’acide oxalique unis à de l’eau. Et comme cette sorte de scission entre les deux parties de la molécule élémentaire ne paraissait pas suffisamment justifiée par les faits, Berzélius appelait à son aide mille artifices ingénieux, l’idée des « copules, » par exemple. Les combinaisons copulées étaient des corps dont les formules étaient divisées en deux parties pour les besoins de la théorie ; mais une force secrète réunissait ces deux parties au point d’en faire un tout indissoluble. Bientôt d’ailleurs Berzélius était forcé dans ses derniers retranchemens. Non contens d’avoir montré comment l’acide trichloracétique dérive de l’acide acétique, les chimistes de la nouvelle école remontaient du premier acide au second ; ils chassaient le chlore atome par atome, et retombaient ainsi sur le corps primitif. Il n’était plus possible dès lors de nier le lien étroit de parenté qui unissait ces deux acides. Réduit à l’admettre malgré sa répugnance, Berzélius se rejetait d’un autre côté. « Les deux acides sont parens, disait-il ; c’est donc qu’ils sont l’un et l’autre des combinaisons copulées. » Cette conception des copules lui permettait de conserver dans les formules la notation dualistique et de sauver l’honneur du drapeau.

On conçoit que nous ne puissions, dans cette revue rapide, marquer que par un seul trait chacune des phases par lesquelles ont passé les différentes doctrines chimiques. C’est ainsi que nous résumons, dans un exemple unique, le long débat où Berzélius et ses adversaires, dépensèrent tant d’efforts. Il nous suffit d’avoir montré la pensée première, l’idée-mère de la théorie des substitutions inaugurée par M. Dumas et qui devait recevoir, en se modifiant par la suite des temps, les développemens les plus féconds. C’était en tout cas une pensée révolutionnaire que de prétendre que les élémens se remplaçaient directement dans les molécules composées sans passer par la hiérarchie des combinaisons binaires. L’édifice de Lavoisier était ainsi ébranlé tout entier, et Berzélius employa les dernières années de sa vie à le défendre avec ardeur.


III

Il nous faut voir maintenant comment la théorie des substitutions s’est élargie et transformée, comment de cette première ébauche est sorti un ensemble de doctrines qui embrasse la chimie tout entière. La période dans laquelle nous entrons peut être caractérisée par les deux noms de Laurent et de Gerhardt. Ces deux noms sont inséparables. Non-seulement Laurent et Gerhardt ont lutté pour les mêmes principes, mais il y a dans leur destinée une sorte de conformité fatale. Tous deux sont morts jeunes, épuisés par les difficultés de l’existence et sans avoir obtenu de leur vivant la célébrité que méritaient leurs travaux. Laurent, né en 1807 à la Folie, près de Langres, suivit comme élève externe les cours de l’École des mines, et fut nommé en 1831 répétiteur des cours de chimie à l’École centrale des arts et manufactures. En 1838, il fut envoyé comme professeur à la faculté des sciences de Bordeaux ; mais bientôt, lassé de la vie de province, il revint à Paris, et il obtint en 1848 une place d’essayeur à la Monnaie. C’est dans cette position modeste qu’il mourut en 1853. Gerhardt naquit à Strasbourg en 1816. Il s’initia à la chimie sous les auspices de M. Liebig, qui faisait à Giessen un cours justement célèbre dans le monde entier ; arrivé à Paris vers 1838, il travailla dans le laboratoire de M. Chevreul. C’est à cette époque qu’il devint l’élève et l’ami de Laurent. Ils se prêtèrent un mutuel appui, et, tout en conservant chacun leur originalité propre, en s’attachant à des travaux distincts, ils jetèrent ensemble les semences fécondes des théories qui arrivent seulement aujourd’hui à s’emparer de l’attention des savans, Laurent, passé maître dans l’art difficile des expériences, était aussi habile à découvrir les faits qu’ingénieux à les interpréter. Moins patient et moins subtil, Gerhardt se distinguait par une puissante faculté de généralisation ; c’était l’homme des théories d’ensemble et des vues synthétiques. Il eut d’ailleurs les défauts de ses qualités ; absolu dans ses idées et peut-être aigri secrètement par l’infériorité d’une position qui n’était pas en rapport avec ses talens, il poussa souvent à outrance la réaction contre les doctrines courantes. Gerhardt mourut en 1856 ; il était alors depuis peu professeur à la faculté des sciences et à l’école de pharmacie de Strasbourg.

Il y a à prendre et à laisser dans l’œuvre de Laurent et dans celle de Gerhardt. Ils ont agité une foule de questions, préoccupés surtout d’ouvrir des voies nouvelles, mais obligés souvent, au cours de leurs travaux, de modifier leurs propres idées et de revenir sur leurs pas. Une exposition complète de leurs doctrines serait un travail pénible et nécessairement confus. Ce n’est point d’ailleurs ce que nous avons à faire ici. Il nous suffit de marquer leur passage par quelques traits, d’indiquer quelles ont été leurs inspirations les plus heureuses, celles que leurs successeurs ont plus particulièrement mises à profit. A ce titre se présente d’abord la théorie des noyaux, inaugurée par Laurent et qui est pour nous son principal titre à l’estime des chimistes. Cette théorie fut produite par Laurent dès son début dans la carrière. Répétiteur du cours de chimie professé à l’École centrale par M. Dumas, il avait adopté avec ardeur l’idée des substitutions, telle que nous l’avons exposée précédemment. C’est sous cette influence qu’il entreprit une série de recherches sur la naphtaline. Il étudia avec soin comment le chlore, le brome, l’oxygène, s’introduisent dans une molécule, chassant l’hydrogène équivalent par équivalent. Tantôt l’hydrogène éliminé sort complètement de la molécule ; tantôt il y reste engagé à l’état d’acide chlorhydrique, d’acide bromhydrique ou d’eau, formant ainsi une sorte de complément qui s’ajoute à l’édifice moléculaire. Dès l’année 1836, Laurent avait réuni ses diverses observations en un corps de doctrine, et il le produisit en 1837 dans la thèse qu’il soutint devant la faculté des sciences de Paris. Les molécules organiques, suivant lui, sont formées en principe de noyaux ou squelettes où n’entrent que des atomes de carbone et d’hydrogène ; ce sont là les noyaux fondamentaux. Quand des corps simples, comme le chlore, le brome, l’oxygène, viennent se substituer à l’hydrogène, il en résulte des noyaux dérivés ; des corps composés, des espèces de radicaux, peuvent même se comporter à cet égard comme des corps simples et venir s’insérer dans le noyau en prenant la place d’un seul atome. Chaque noyau fondamental forme avec ses dérivés une sorte de famille chimique, distinguée par quelques propriétés spécifiques ; les petites variations que ces propriétés subissent dans les divers dérivés d’une même famille dépendent des corps simples qui caractérisent ces dérivés. Notons que voilà une idée importante qui s’introduit dans la chimie et qui y restera ; c’est une idée dont nous avons vu déjà le germe dans les premiers travaux de M. Dumas, mais qui reçoit de Laurent un essor tout nouveau. « L’oxygène, avait dit Lavoisier, est la cause de l’acidité, et de même tel ou tel corps simple a des propriétés spéciales qui déterminent celles des composés où il entre. » Sans nier ce principe, Laurent le relègue au second rang. La forme même, l’architecture de la molécule en détermine les propriétés principales, qui persistent malgré les substitutions tant que la forme générale n’est point altérée. A côté des propriétés qui tiennent aux élémens, il faut donc placer un autre ordre de propriétés qui tiennent à la structure moléculaire. C’est à Laurent que revient surtout l’honneur de cette conception à laquelle les chimistes se sont maintenant habitués et qui joue dans leurs théories un rôle considérable. Laurent cherchait d’ailleurs, dans sa thèse de 1837, à marquer par une image la forme sous laquelle il se représentait les noyaux. « Qu’on se figure par exemple, disait-il, un prisme droit à 16 pans dont chaque base aurait par conséquent 16 angles solides et 16 arêtes. Plaçons à chaque angle un atome de carbone et au milieu de chaque arête des bases un atome d’hydrogène, on aura ainsi un noyau régulier de 64 atomes. Maintenant, au-dessus de chaque base suspendons des molécules d’eau, nous aurons un prisme terminé, par des espèces de pyramides. Par certaines réactions, on pourra, comme en cristallographie, cliver ce cristal, c’est-à-dire lui enlever les pyramides pour le ramener à la forme primitive ou fondamentale. Que si maintenant un gaz comme l’oxygène ou le chlore arrive en présence du radical fondamental, ce gaz, ayant beaucoup d’affinité pour l’hydrogène, en enlèvera un atome ; le prisme privé d’une arête se détruirait alors, si elle n’était remplacée par une arête équivalente soit d’oxygène, soit de chlore, soit d’azote… On arrivera ainsi à un prisme dérivé qui pourra renfermer par exemple, avec les 32 angles de carbone, 20 arêtes d’hydrogène, 8 d’oxygène et 4 de chlore… Sa forme et sa formule seront toujours semblables à celles du radical fondamental. » Comme on le voit, il n’y a plus rien de l’idée dualistique dans la conception de Laurent, et la constitution de la molécule se présente désormais sous un jour tout nouveau.

Gerhardt n’entra dans la carrière qu’en 1842. Il se fit d’abord connaître en lisant à l’Académie un mémoire relatif à la classification chimique des substances organiques. Gerhardt avait été frappé de la divergence qui s’était produite entre les notations de la chimie organique et celles de la chimie minérale ; il cherchait à y remédier en instituant une sorte de commune mesure à laquelle les molécules de l’une et de l’autre pussent être comparées. Les deux notions de poids atomiques et d’équivalens dont nous avons marqué le point de séparation avaient suivi chacune leur voie distincte ; mais sur certaines questions elles se rencontraient et s’enchevêtraient en produisant des effets discordans. Il y avait là un élément d’incertitude et de confusion qui, à vrai dire, n’a pas encore entièrement disparu de la science. Gerhardt montra que les difficultés étaient dues, au moins en partie, à une application incomplète de la loi volumétrique de Gay-Lussac. Il prit pour type, la molécule de l’eau, où deux volumes d’hydrogène et un volume d’oxygène se combinent de façon à former deux volumes de vapeur, et il déclara qu’il voulait de même prendre pour unité de molécule dans chaque corps ce qui, à l’état de gaz ou de vapeur, donnait aussi deux volumes. Dans cet ordre d’idées, il était conduit à assimiler à l’eau les protoxydes métalliques, et il montrait qu’il fallait réduire de moitié les poids atomiques que Berzélius avait assignés à la plupart des métaux. Cette réforme des poids atomiques était une sorte de manœuvre de guerre dont Gerhardt usait pour ruiner les formules dualistiques de Berzélius. Ces fameuses formules en effet n’étaient plus viables, s’il y fallait dédoubler des atomes, et Gerhardt triomphant venait opposer au dualisme ébranlé un nouveau système de formules unitaires. Pour lui, un sel minéral ne résulte pas de la combinaison d’un acide et d’une base ; les acides et les sels offrent la même composition. Les acides sont formés d’un bloc d’atomes unis à de l’hydrogène ; dans le sel, un atome d’hydrogène a été remplacé par un atome de métal. Ainsi le rôle prépondérant que Lavoisier avait assigné à l’oxygène se trouvait complètement effacé ; ce gaz cessait d’être la clé des corps. On pouvait dire que l’hydrogène le remplaçait dans cet emploi, mais à la condition d’entendre d’une façon fort différente la fonction des deux gaz, car Gerhardt, — - nous parlons ici de la première partie de sa carrière scientifique, — refusait absolument de considérer aucun groupement intérieur dans les molécules. Dans son Précis de chimie organique, qui est le premier jet de ses idées, il rangeait tous les corps en progression ascendante par la seule considération du nombre d’atomes de carbone contenus dans leur molécule, les composés les plus simples formant la base, les plus compliqués le sommet de cette immense échelle. Il y avait là sans doute un excellent principe de classification ; mais Gerhardt l’appliquait avec une inflexibilité farouche, avec une véritable furie de réaction, et il arrivait ainsi à rapprocher des corps que leurs propriétés auraient dû placer fort loin l’un de l’autre.

Ces premiers travaux de Gerhardt ont leur importance, ils ont laissé dans la science des traces profondes ; mais ce que nous avons surtout à mettre ici en lumière, c’est l’idée fondamentale à laquelle il consacra la seconde partie de sa vie, nous voulons parler de la théorie des types. Cette théorie marque la phase décisive de l’évolution scientifique dont l’histoire nous occupe. Si Gerhardt n’a pas créé de toutes pièces l’idée des types chimiques, il a eu le mérite de la généraliser, et c’est lui qui en a fait le drapeau de l’école nouvelle. Qu’est-ce que cette école désigne sous le nom de types chimiques ? On en aura une idée suffisamment nette, si nous montrons comment ils se sont constitués l’un après l’autre et comment ils se sont réunis successivement en une sorte de cadre capable d’embrasser la chimie tout entière. C’est ainsi en effet que la théorie s’est faite. Ce n’est point un chimiste qui a imaginé une série de types avec l’intention arrêtée d’y faire entrer tous les corps. Un premier type a été mis au jour, puis un second, puis un troisième, et avant même que l’on en eût quatre on a pu constater que l’on se trouvait en présence d’un système général. Le premier type qui se soit nettement accusé est celui de l’ammoniaque. Depuis longtemps les chimistes groupaient instinctivement autour de « l’alcali volatil » une série d’alcaloïdes naturels qui lui ressemblent, qui présentent comme lui une odeur forte et piquante, une grande solubilité dans l’eau, une alcalinité prononcée. La nature du rapport qui unit ces différens alcalis se précisa peu à peu. L’ammoniaque ordinaire est formée de trois atomes d’hydrogène unis à un seul atome d’azote ; mais un radical complexe jouant le rôle d’un atome simple peut venir remplacer un des atomes d’hydrogène. On obtient ainsi une série d’ammoniaques composées dont la molécule offre une structure analogue et que l’on peut rapporter à un même type. L’analyse des ammoniaques composées est principalement due à M. Wurtz. Il montra en 1849 que l’éthylamine est une ammoniaque dans laquelle le radical éthyle (C2H5) est substitué à un atome d’hydrogène. Bientôt même on prépara la diéthylamine et la triéthylamine, où le radical éthyle remplace de même deux et trois atomes d’hydrogène. Le type des ammoniaques était ainsi établi sur une base tout à fait solide [1], car il était facile de faire pour une foule d’alcaloïdes ce qui réussissait pour les bases éthylées. On remarquera que la conception du type, telle qu’elle se formulait dans ce premier exemple, réunissait l’idée des substitutions et celles des radicaux ou des noyaux. On remarquera aussi que, pour adopter la notion qui résultait de cette sorte de synthèse, Gerhardt était obligé de renoncer au point de vue rigoureusement unitaire auquel il s’était d’abord placé : non-seulement les radicaux conservaient dans la molécule leur groupement spécial ; mais l’idée même des types comportait celle d’un arrangement intérieur propre à être manifesté par les formules. Aussi Gerhardt fut-il amené à se départir de ce système de notations en bloc qu’il avait adopté avec tant de raideur dans le Précis de chimie organique.

L’eau vint fournir le second type qui se dessina d’une façon précise dans la théorie nouvelle. Deux atomes d’hydrogène unis à un, atome d’oxygène forment la molécule de l’eau. Vers 1851, M. Williamson montra que l’alcool et l’éther peuvent être rapportés à ce même type : remplacez dans l’eau un des atomes d’hydrogène par un atome éthylique, vous avez l’alcool ; remplacez-les de même tous les deux, vous avez l’éther. M. Williamson allait plus loin. Transportant ses idées dans la chimie minérale, il assimilait à la composition de l’eau celle des oxydes, des acides, des sels minéraux eux-mêmes. Remplacez dans l’eau un des atomes d’hydrogène par du potassium, vous aurez l’hydrate de potassium (ou potasse caustique). Remplacez-les de même tous les deux, vous aurez la potasse anhydre. Que, l’un des atomes étant remplacé par du potassium, l’autre le soit par un radical d’acide, vous aurez les sels de potasse [2]. Une vaste famille venait ainsi se ranger autour du type de l’eau, et le système commençait à prendre une grande généralité.

Gerhardt à son tour créa le type hydrogène. Il supposa, comme le faisait également Laurent, que la molécule de l’hydrogène est formée de deux atomes conjugués. Ce gaz à l’état libre constitue donc, à proprement parler, un hydrure d’hydrogène. De même le chlore libre est du chlorure de chlore. Gerhardt rangeait tous les métaux dans le type hydrogène ; il les regardait tous comme formés de deux atomes conjugués, et expliquait ainsi que, dans le type précédent, ils se substituassent naturellement à l’hydrogène [3].

Voilà donc trois types importans mis en évidence. Nous ne les indiquons que par quelques traits principaux ; mais, comme il ne s’agit point ici de faire un cours de chimie, nous en avons dit assez pour les caractériser. Les indications qui précèdent montrent même suffisamment que ces types sont assez généraux pour qu’un très petit nombre d’entre eux embrassent un nombre considérable de corps. Nous pouvons d’ailleurs, aux types qui viennent d’être mentionnés, en joindre un quatrième : ce sera le corps qui est formé d’un atome de carbone, uni à quatre atomes d’hydrogène et qui est connu sous le nom de gaz des marais. En plaçant tout de suite ce nouveau type à côté des autres, nous anticipons un peu sur les événemens ; ce n’est guère que vers 1858 que l’on a vu se formuler nettement le type hydrocarboné, d’où l’on peut faire sortir à peu près toutes les combinaisons organiques. Gerhardt, mort, comme nous l’avons dit, en 1856, n’eut point à sa disposition ce riche complément de la théorie des types ; mais rien ne nous empêche de considérer ici cette théorie dans toute la généralité que lui donne une si importante addition.

Aussi bien il faut nous arrêter un instant sur cette notion des types, avant de marquer la dernière étape qu’a parcourue la chimie moderne. Cette notion subsiste en effet tout entière sous la nouvelle forme que nous allons lui voir prendre. Elle a donc une importance capitale et mérite le plus sérieux examen. Et d’abord, si nous considérons nos quatre types et si nous les rangeons dans l’ordre suivant : hydrogène, eau, ammoniaque, gaz des marais, nous voyons que le premier nous présente un atome d’hydrogène uni à un autre atome d’hydrogène (ou de chlore) ; dans le second, deux atomes d’hydrogène sont unis à un atome d’oxygène ; dans le troisième, trois atomes d’hydrogène sont unis à un atome d’azote ; dans le quatrième enfin, ce sont quatre atomes d’hydrogène qui sont combinés avec un atome de carbone. Il y a là une gradation, une sorte d’échelle qui doit attirer notre attention, et nous voyons bien que nous sommes en face d’une classification qui peut comprendre la presque totalité des corps. Qu’on songe en effet que ces différens atomes d’hydrogène peuvent être remplacés chacun respectivement par toute une série de corps simples, et par une série bien plus nombreuse encore de radicaux composés jouant le rôle de corps simples ! On verra se ranger alors dans les quatre types une innombrable quantité de combinaisons.

Il y a plus, par une dernière évolution, la théorie des types s’est encore considérablement enrichie en établissant les types condensés et les types mixtes. Prenons par exemple deux molécules d’eau et supposons que nous ôtions à chacune d’elles un atome d’hydrogène ; un seul corps, un radical, pourra remplacer à la fois les deux atomes que nous enlevons et souder ainsi en quelque sorte l’un à l’autre les deux résidus des molécules. C’est ainsi que M. Williamson rapporta l’acide sulfurique à deux molécules d’eau dans lesquelles un radical, le sulfuryle (SO2) remplace deux atomes d’hydrogène. Voilà ce qu’on appelle un type condensé, et l’on va comprendre également ce que c’est qu’un type mixte. Au lieu de prendre deux molécules semblables, on peut prendre deux molécules de types différens, une molécule d’eau par exemple, et une molécule d’acide chlorhydrique. Comme tout à l’heure, un certain radical, ce même sulfuryle, si l’on veut, pourra chasser un atome d’hydrogène de chacune des deux molécules et souder les deux résidus. Il donnera ainsi naissance à l’acide chlorosulfurique, et c’est là ce qu’on appelle un type mixte [4]. Dans cet ordre d’idées, rien n’empêche d’aller plus loin encore. Au lieu de considérer deux molécules d’eau, on peut en considérer trois et imaginer qu’un radical unique vienne les réunir toutes les trois en remplaçant un atome dans chacune d’elles ; on aura ainsi un type condensé d’ordre supérieur. Il est une remarque qu’on ne manquera pas de faire ici. Ces types condensés et ces types mixtes nous fournissent de nouvelles bases de classification ; mais de plus ils comportent une idée nouvelle qu’il y a lieu de mettre en lumière. Qu’est-ce que ces radicaux qui ont le pouvoir de souder deux ou même trois résidus de molécules ? Quelle est cette propriété en vertu de laquelle certains corps viennent d’un coup se substituer à plusieurs atomes dans des molécules différentes ? Ici nous touchons à la dernière phase par laquelle a passé la chimie, et nous pouvons voir poindre dans les faits qui viennent d’être cités la théorie toute contemporaine de l’atomicité. C’est ce que nous aurons occasion d’indiquer explicitement dans un instant.

Les objections et les critiques n’ont pas manqué à la théorie des types, Les uns l’accusaient d’aller trop loin, de dépasser de beaucoup les faits ; les autres lui reprochaient d’être insuffisante et de se montrer impuissante à embrasser un grand nombre de combinaisons. Entre ces deux critiques, les fondateurs de la théorie des types ont pu trouver un terrain solide pour se défendre. Sans doute, répondaient-ils, les théories offrent souvent le danger de dépasser les faits, et il y a lieu d’appliquer la nôtre avec prudence ; mais n’est-elle pas assez riche déjà de résultats obtenus ? Cette notation si claire que nous avons adoptée et qui met en relief les différentes parties de la molécule n’a rien d’arbitraire, elle n’exprime que des phénomènes maintes fois vérifiés, et l’expérience a jusqu’ici confirmé les inductions que nous en avons tirées. Que si on nous reproche de laisser hors de nos cadres un grand nombre de combinaisons, on doit reconnaître que c’est là de notre part une prudence bien naturelle, et l’avenir montrera si notre théorie, convenablement étendue et corrigée, ne peut pas s’appliquer à beaucoup de cas avec lesquels elle semble encore en contradiction. — Mais quoi ! disaient les adversaires de l’idée typique, vous avez donc la prétention de connaître l’arrangement de tous les atomes dans les molécules ? — Eh non ! répondaient les novateurs ; seulement l’expérience tout aussi bien que le raisonnement nous enseigne que dans un système moléculaire tous les atomes n’exercent pas les uns sur les autres la même attraction. Quand l’équilibre de la molécule est troublé et qu’elle vient à se rompre, elle se sépare en groupes naturels qui mettent en évidence les attractions différentes. Nous nommons ces groupes des radicaux composés et nous les faisons figurer comme des membres séparés et distincts dans les formules typiques. Est-ce à dire que nous prétendions indiquer la position réelle des atomes ? affirmons-nous que ces membres isolés représentent des groupe-mens réels qui occuperaient dans la molécule la place qu’on leur assigne dans la formule ? Ce n’est point là précisément ce que nous disons. Nous voulons marquer seulement que, sous le coup d’un ébranlement, d’une cause externe qui divise la molécule, ces groupes d’atomes viennent à se manifester ; cela n’implique à la rigueur aucune hypothèse formelle sur la situation antérieure de ceux-ci.


IV

Nous venons d’esquisser l’histoire de la théorie des types jusque vers l’année 1860. Gerhardt en avait été le principal promoteur ; mais elle s’était généralisée et précisée dans les années qui suivirent sa mort. Il nous reste à montrer comment cette théorie, prenant une forme nouvelle, est devenue la doctrine de l’atomicité. Ici nous rencontrons des noms nouveaux, ceux de MM. Odling et Hoffmann en Angleterre, de M. Kékulé en Belgique ; mais surtout nous allons avoir à mettre en lumière la part considérable que M. Wurtz a prise à cette évolution de la science chimique. On peut dire que la théorie de l’atomicité est devenue essentiellement française, et nos jeunes chimistes lui ont donné depuis quelques années un grand éclat ; elle les a conduits à un nombre considérable de résultats brillans. M. Wurtz est à la tête de cette école française. On lui doit d’abord les deux découvertes les plus importantes qui aient signalé ces vingt dernières années : l’une, celle des ammoniaques composées, qui a marqué, comme nous l’avons vu, la naissance de la théorie des types ; l’autre, celle des glycols, dont nous constaterons tout à l’heure la haute importance. Ces découvertes hors ligne ont valu à M. Wurtz en 1865 le grand prix biennal qui est décerné alternativement par chacune des cinq classes de l’Institut. M. Wurtz d’ailleurs, par son enseignement oral, par ses écrits, a puissamment vulgarisé la doctrine de l’atomicité ; il l’a répandue dans les laboratoires ; il a été et il est encore l’instigateur de toute cette génération de jeunes chimistes dont plusieurs se sont déjà fait un nom honorable ; il est enfin comme le grand-maître de la doctrine nouvelle.

La théorie de l’atomicité, avons-nous dit, procède directement de celle des types, et, après les indications qui viennent d’être données, nous pourrions tout de suite y entrer de plain-pied. Nous demanderons cependant à faire ici une halte et même à jeter un coup d’œil en arrière pour rechercher les origines propres de la nouvelle doctrine. Cet examen rétrospectif est commandé par la nature des choses ; nous en avons besoin pour mettre en évidence l’une des mémorables découvertes auxquelles nous faisions allusion tout à l’heure, et qui ne peut manquer d’occuper sa place dans une revue, si sommaire qu’elle soit, des progrès de la chimie.

Il est un fait qui était connu des chimistes dès le premier quart de ce siècle, mais dont ils n’avaient pas saisi toute la portée. Les différentes bases n’exigent pas pour se saturer, c’est-à-dire pour former des sels neutres, le même nombre d’équivalens d’acide. Ainsi la chaux ne demande qu’un équivalent d’acide sulfurique, tandis qu’il en faut trois à l’alumine. On ne peut donc pas regarder comme équivalentes les quantités de chaux et d’alumine qui entrent dans les deux sulfates. C’est cependant ce que faisaient les chimistes au commencement du siècle et ce qu’ils ont fait presque jusqu’à ces derniers temps. L’esprit pénétrant de Gay-Lussac avait bien vu là une difficulté qui échappait à ses contemporains ; il l’avait signalée et il avait proposé pour la résoudre des vues qui n’ont point été admises. Quoi qu’il en soit, on se trouvait en présence de deux classes d’oxydes, dont les uns se saturent avec une molécule d’acide, tandis que les autres en veulent trois ; les premiers sont monacidés, si l’on peut s’exprimer ainsi, les autres sont triacides. D’un autre côté, on pouvait signaler dans le rôle des acides des faits analogues. M. Graham avait montré depuis longtemps que l’acide phosphorique est capable de s’unir à trois parties de chaux ; il ne se comporte donc pas comme l’acide azotique, qui n’en prend qu’une partie ; entre les deux vient se placer l’acide sulfurique, qui se sature avec deux parties. C’est ce fait important que l’on exprime en disant qu’il y a des acides polybasiques. Voilà donc deux notions, l’une relative aux bases, l’autre relative aux acides, qui forment comme le pendant l’une de l’autre ; mais ces deux idées restèrent longtemps isolées et comme perdues dans la science sans qu’on en tirât les conséquences qu’elles comportent. Un jour vint cependant où on les rapprocha et où on les féconda l’une par l’autre. Les corps, soit acides, soit basiques, ont en somme des capacités de saturation différentes. C’est cette propriété de saturation élective que les chimistes de la nouvelle école ont mise en relief et qu’ils ont nommée l’atomicité.

Les travaux de M. Berthelot sur la glycérine marquent l’origine de cette phase nouvelle. On savait déjà que la glycérine doit être considérée comme un alcool. Dans un mémoire qu’il publia en 1854 et qui est devenu célèbre, M. Berthelot démontra que ce corps est un alcool triatomique : tandis que l’alcool ordinaire s’unit à une seule molécule d’acide pour former un éther composé, il faut à la glycérine trois molécules d’acide pour former un corps neutre. L’attention des chimistes étant ainsi appelée sur la nature de la glycérine, M. Wurtz ne tarda pas à publier une Théorie des combinaisons glycériques qui faisait faire un nouveau pas à la question. Quelle était la cause de la capacité de saturation propre à la glycérine ? M. Wurtz eut l’ingénieuse idée de la chercher dans un radical hydrocarboné auquel il rapporta la glycérine. Ce radical, non saturé d’hydrogène, avait en quelque sorte des vides qui tendaient à se remplir, et son appétit était en raison du nombre de trous qu’il avait à combler. Il y avait là une idée féconde, et, si l’hypothèse était hardie, elle devait bientôt recevoir une éclatante confirmation. L’alcool ordinaire étant, comme nous l’avons dit, monatomique et la glycérine triatomique, M. Wurtz fut conduit à penser qu’on devait trouver un alcool intermédiaire, un alcool diatomique. Que faire pour réaliser cette conception théorique ? Il fallait partir d’un radical hydrocarboné qui fût diatomique lui-même, et s’en servir pour constituer un alcool. M. Wurtz supposa qu’il trouverait ce point de départ dans le gaz oléfîant ou éthylène. On connaît depuis le siècle dernier une liqueur découverte par une réunion de chimistes de Hollande, d’où lui vient le nom de liqueur des Hollandais ; c’est une combinaison de chlore et de gaz oléfîant. A l’aide de ce corps, M. Wurtz parvint à fabriquer l’alcool diatomique qu’il cherchait et qu’il appela glycol, pour rappeler à la fois l’alcool et la glycérine entre lesquels ce produit venait se placer. Cette découverte, qui date de l’année 1858, eut un grand retentissement. Les alcools marchent par séries ; c’était donc toute une série nouvelle qui venait prendre rang dans la science. C’était même une série que l’on pouvait appeler décisive, en ce sens qu’elle dessinait fort nettement la théorie de la polyatomicité des alcools.

La série des glycols devenait ainsi comme la clé de voûte de la doctrine nouvelle. Dans l’opinion de M. Wurtz, comme nous l’avons indiqué tout à l’heure, les alcools diatomiques devaient leur propriété au radical éthylène : ce radical, diatomique lui-même, servait à souder deux molécules appartenant au type de l’eau [5]. D’où venait d’ailleurs au radical cette propriété ? Il fallait, pour en trouver l’origine, remonter aux corps simples, aux élémens qui formaient ce radical. Nous voici ainsi ramené à l’atomicité des élémens, en présence de laquelle nous nous trouvions déjà tout à l’heure et que nous aurions pu, comme nous le disions, aborder sans autre préambule. En commençant par donner quelques indications sur les alcools, on ne peut pas dire que nous ayons fait un détour, car nous avons suivi l’ordre même des faits. La notion de l’atomicité s’est en effet introduite dans la science par trois degrés successifs. On a commencé par découvrir des combinaisons polyatomiques ; tel a été le premier pas. En second lieu, on a rattaché les propriétés de ces corps à l’atomicité des radicaux qui les formaient. Enfin, dans une troisième période, on a étendu aux élémens eux-mêmes la notion que l’on avait d’abord appliquée aux radicaux. On a procédé ainsi des faits complexes aux faits simples, et nous n’avons pas besoin de faire remarquer que c’est la marche que suit le plus souvent l’esprit humain. Les idées simples et générales ne se présentent pas tout d’abord ; elles ne sont d’ordinaire que le couronnement d’une théorie.

On se rappelle à quel point nous avait conduits la théorie des types. Nous avions mis quatre types en relief, et nous avions constaté que l’hydrogène, l’oxygène, l’azote, le carbone, sont nettement différenciés entre eux par la propriété qu’ils ont de s’unir à des nombres différens d’atomes d’hydrogène. En généralisant ce fait, nous dirons que l’hydrogène est monatomique, l’oxygène diatomique, l’azote triatomique, le carbone tétratomique. Qu’un atome d’oxygène soit placé au milieu d’une atmosphère d’hydrogène, dans les conditions où la combinaison est possible, il prendra deux atomes pour se saturer ; l’azote, soumis à la même épreuve, en prendra trois. Ici, comme on le voit, en cherchant à préciser la notion élémentaire de l’atomicité [6], nous rencontrons celle de saturation, qui en est inséparable. Notez d’ailleurs que le phénomène dont nous parlons est indépendant de l’intensité avec laquelle la réaction a lieu, de ce qu’on appelle ordinairement l’affinité chimique. Une question de forme intervient ici et détermine le nombre des atomes qui peuvent se joindre à un élément. Veut-on nous permettre de recourir à une représentation grossière pour mieux nous faire comprendre ? Aussi bien M. Hoffmann, un des propagateurs de la théorie atomique, emploie souvent ce mode de figuration dans des leçons publiques. Il représente par des boules de différentes couleurs armées de bras plus ou plus nombreux les atomes des différens corps simples susceptibles de contracter des combinaisons plus ou moins complexes. L’atome d’hydrogène est ainsi une petite boule blanche armée d’un seul bras. Des boules rouges à deux bras figurent l’oxygène ; les boules de l’azote sont bleues et pourvues de trois bras. Enfin des boules noires à quatre bras représentent le carbone tétratomique. Qu’à chacun des deux bras d’une boule rouge on ajoute une boule blanche, et l’on aura une représentation de l’eau ; aucun bras n’étant libre, on dit que le corps est saturé. On figurera de même le gaz des marais en fixant une boule blanche à chacun des quatre bras de la boule noire ; ici encore la molécule est saturée. On peut imaginer d’ailleurs qu’un des bras de la boule noire reste vide ; alors on aura une molécule non saturée, une molécule inachevée, qui ne demandera qu’à se compléter d’une manière quelconque. Que si maintenant le bras que nous avons supposé libre reçoit une boule d’oxygène, l’atome de carbone sera saturé ; mais l’oxygène, n’ayant employé qu’un de ses bras à cet assemblage, en conservera un autre disponible, et la molécule ainsi ébauchée disposera, comme disent nos chimistes, d’une atomicité qui demandera à se satisfaire [7]. On voit ainsi s’ouvrir toute une perspective de groupemens dans lesquels les corps se trouvent entés les uns sur les autres au moyen des bras disponibles.

On nous pardonnera d’avoir eu recours à ce procédé pour donner un premier aperçu de l’atomicité ; mais, ce résultat obtenu, il faut se hâter de renoncer à l’idée des atomes armés de bras. Il y aurait un véritable danger à la conserver, car quelques personnes pourraient être tentées d’y chercher les élémens d’une représentation réelle de la forme atomique, et ce serait aller contre la pensée des savans qui ont introduit cette notion dans leur enseignement. Il en reste du moins quelque chose dans la notation qu’emploient maintenant la plupart des chimistes de la nouvelle école. Ils désignent par des accens le degré d’atomicité des corps. Cet usage, inauguré par M. Odling, donne des symboles d’une grande clarté [8].

Voici tout de suite quelques traits caractéristiques de la théorie de l’atomicité. La science ancienne admettait que la force chimique ne s’exerce qu’entre des atomes ou des particules hétérogènes. On est revenu de cette idée. Déjà nous avons eu occasion d’indiquer que Gerhardt regardait l’hydrogène et le chlore à l’état libre comme formés de deux atomes identiques rivés l’un à l’autre. Comme chacun de ces élémens est monatomique, cette réunion les satisfait complètement ; l’hydrogène libre (ou hydrure d’hydrogène), le chlore libre (ou chlorure de chlore), l’acide chlorhydrique, sont des combinaisons saturées. Que dire maintenant de l’oxygène, qui a deux atomicités à satisfaire ? Elles peuvent être toutes deux satisfaites par les deux atomicités d’un autre atome d’oxygène, et l’oxygène libre apparaîtra ainsi comme le résultat de ce double échange. On pourrait dire, en recourant à la figuration dont nous nous servions tout à l’heure, que chacun des deux atomes d’oxygène s’attache à l’autre par ses deux bras. Toutefois ce n’est là évidemment qu’un cas particulier. Ordinairement les atomes d’oxygène ne s’attachent l’un à l’autre que par un seul de leurs bras, et forment ainsi une chaîne plus ou moins longue à chaque extrémité de laquelle se trouve un bras libre qui peut se saturer par un élément monatomique [9].

Cette propriété qu’ont les atomes d’attirer et de fixer des atomes de la même espèce n’apparaît dans aucun cas avec plus de clarté et ne présente plus d’importance que dans les combinaisons du carbone. M. Kékulé, dans un beau mémoire publié en 1858, a donné une théorie des hydrogènes carbonés qui est devenue comme le fondement de la nouvelle chimie organique. Nous avons déjà mentionné plusieurs fois le gaz des marais, dont la formule s’écrit CH4. Ce gaz est le premier terme d’une série d’hydrocarbures tous saturés dans lesquels, pour un atome de carbone de plus, on trouve une addition de deux atomes d’hydrogène, de telle sorte que leur formule générale est CnH2n+2. M. Kékulé expliquait comment dans ces conditions ces gaz étaient tous saturés. Chaque atome de carbone se soude à son voisin. Il en résulte une chaîne dans laquelle tous les atomes intermédiaires demeurent en possession de deux atomicités ; ceux qui se trouvent aux deux bouts, et qui n’ont par conséquent de voisin que d’un côté, conservent seuls trois atomicités. Que toutes les atomicités libres soient saturées par de l’hydrogène, et l’on trouve la série dont parlait M. Kékulé. C’est la série des hydrocarbures les plus riches en hydrogène que l’on connaisse. Ces composés sont entièrement satisfaits et doivent à cette circonstance une extrême stabilité.

Nous savons cependant, — c’est une notion qui nous a été précédemment acquise, — qu’un atome d’hydrogène pourra être remplacé par un corps différent. Qu’arrivera-t-il dans ce cas de substitution ? Si l’atome d’hydrogène est remplacé par un corps monatomique, la molécule restera saturée, l’équilibre ne sera pas troublé ; mais s’il est remplacé par un corps diatomique (élément ou radical composé), le nouveau-venu conservera une atomicité libre : il laissera ainsi la molécule à l’état incomplet, ou bien il la complétera en entraînant un nouveau corps dans la combinaison. On voit comment l’atomicité intervient pour expliquer l’état stable ou instable des molécules. On voit en même temps comment les molécules organiques s’accroissent non-seulement par du carbone qui se soude à du carbone, mais aussi par de l’oxygène, par de l’azote, par des radicaux composés, qui entraînent à leur suite un nouveau cortège d’atomes. On comprend sous quel jour se présentent maintenant les réactions chimiques. Les molécules saturées se modifient par substitution ; les molécules incomplètes, celles qui conservent des atomicités libres, ont une tendance à se compléter et se modifient par addition.

Le point de vue où nous sommes parvenus est tout à fait général, et comprend à la fois la chimie minérale et la chimie organique ; on ne saurait plus marquer où l’une finit, où l’autre commence. Les mêmes principes expliquent les modifications des molécules organiques et des composés minéraux. Dans les pages qui précèdent, nous n’avons guère mentionné que l’hydrogène, l’oxygène, l’azote et le carbone, c’est-à-dire les quatre élémens qui constituent plus spécialement les matières organiques. Tous les autres élémens peuvent venir se ranger à côté de ceux que nous avons déjà plus particulièrement considérés. L’atomicité n’est point une propriété spéciale de l’hydrogène, de l’oxygène, de l’azote, du carbone. On la retrouve dans tous les élémens et par suite dans tous les composés que ceux-ci peuvent former. Depuis longtemps, on avait distribué en familles naturelles ces élémens, que l’on désignait sous le nom de métalloïdes. M. Dumas avait le premier tenté à cet égard une classification rationnelle. A très peu d’exceptions près, elle est maintenue par la nouvelle école qui prend l’atomicité pour base. Ainsi à côté de l’hydrogène viennent se placer comme élémens monatomiques le fluor, le chlore, le brome et l’iode. A côté de l’oxygène diatomique prennent place le soufre, le tellure. Le phosphore et l’arsenic forment avec l’azote la famille triatomique. Enfin le silicium se range comme élément tétratomique à côté du carbone. Les métaux peuvent d’ailleurs être partagés en groupes analogues, et l’on a complètement renoncé à la doctrine de Gerhardt, qui les plaçait tous dans la famille de l’hydrogène. C’est vers l’année 1858 que l’on a été amené à tenir compte de3 différences que les métaux présentent dans leur capacité de saturation. M. Wurtz, qui venait de montrer par la découverte des glycols l’existence de radicaux diatomiques, donna dès cette époque des preuves de la diatomicité de certains métaux. Il faut ajouter que la classification des métaux n’est point complètement achevée et qu’il y a encore à cet égard, sur tel ou tel point particulier, des controverses importantes. On voit cependant se ranger dans le premier groupe, à côté de l’hydrogène, le lithium, le sodium, le potassium, le césium, le rubidium, l’argent, l’or, le thallium. De même, à côté de l’oxygène, dans le second groupe, on place le calcium, le strontium, le baryum, le plomb, le magnésium, le manganèse, le fer, le zinc. Les métaux du troisième groupe ou triatomiques sont l’antimoine et le bismuth. Enfin l’on place à côté du carbone et. l’on regarde comme tétratomiques le titane, l’étain, le tantale, le zirconium. Tel est le groupement le plus généralement admis et qui paraît répondre aux réactions les plus caractéristiques des différons métaux ; mais il donne encore lieu à quelques réserves.

Aussi bien voici venu le moment de faire certaines restrictions nécessaires au sujet de l’ensemble de la théorie. Jusqu’ici nous nous sommes surtout préoccupé d’en donner une idée claire, et nous nous sommes attaché en conséquence à la présenter sous sa forme la plus nette ; nous avons soigneusement écarté tous les points encore indécis, tout ce qui pouvait laisser planer quelque incertitude sur l’idée fondamentale. Nous ne voulons pas cependant nous montrer plus ardent et plus convaincu que les inventeurs mêmes de la théorie nouvelle. Il importe donc que nous fassions connaître les tempéramens qu’ils apportent eux-mêmes à leur doctrine. Peut-on affirmer que chaque élément ait son atomicité propre, absolue, qui le suive sans aucun changement dans toutes les combinaisons ? C’est bien ainsi que nous avons présenté la question ; mais il faut en rabattre quelque chose. Des faits usuels nous montrent que tel élément, qui est monatomique dans certaines combinaisons, apparaît comme triatomique quand il est en face d’élémens différens. Il y a plus. N’avons-nous pas présente à l’esprit une loi tout à fait élémentaire, celle des proportions multiples ? Un élément, mis en regard d’un seul et même autre élément, en prend, suivant les cas, des nombres d’atomes différens. Le carbone, mis en présence de l’oxygène, forme avec lui soit l’oxyde de carbone CO, soit l’acide carbonique CO2 ; il faudrait donc dire, pour être rigoureux, qu’il a dans ces deux cas des atomicités différentes. Aussi les auteurs du Dictionnaire de chimie pure et appliquée n’hésitent-ils point à écrire : « La détermination absolue de l’atomicité présenterait, selon nous, les difficultés les plus sérieuses. Et d’abord quel est l’élément auquel il conviendrait de la rapporter ? Est-ce l’hydrogène ? est-ce le chlore ? Cela n’est point indifférent, puisqu’un élément donné peut ne pas manifester la même atomicité à l’égard du chlore et à l’égard de l’hydrogène. » Et ils ajoutent en conséquence : « Nous pensons que la chose importante est de fixer non pas l’atomicité que chaque élément possède d’une manière absolue, mais celle qu’il manifeste dans une combinaison donnée… Au lieu donc d’envisager l’atomicité dans son essence, qui nous échappe, nous la considérons dans ses manifestations, qui sont variables. » Voilà un langage des plus prudens ; voilà des réserves que nous ne pouvions véritablement laisser dans l’ombre. Ne serait-on pas tenté de croire qu’ici les rédacteurs du Dictionnaire ébranlent eux-mêmes l’édifice qu’ils ont construit ? Qu’est-ce que cette atomicité qui est non plus absolue, mais seulement relative, non plus constante, mais variable ? N’est-ce pas se réduire à une doctrine bien modeste après avoir annoncé des visées bien ambitieuses ? Nous ne pensons pas qu’il faille attacher un sens si restrictif aux passages que nous venons de citer. Ce qui est certain seulement, c’est que dans un traité complet et détaillé la théorie de l’atomicité ne peut pas conserver les contours nets, les formes décisives qu’on doit lui donner dans une rapide exposition ; mais l’idée-mère de la doctrine n’en subsiste pas moins, et elle a reçu d’assez brillantes confirmations pour que le triomphe en semble assuré. Elle a prouvé sa fécondité par un grand nombre de travaux importans, et c’est tout ce que l’on peut demander à une théorie scientifique. Personne en effet ne prétend, en s’attachant à une théorie de ce genre, tenir la vérité même et surtout la vérité tout entière. On sait bien qu’elle n’est qu’un instrument de travail, une méthode de recherche. A ce titre, la plupart de nos jeunes chimistes adoptent résolument le principe de l’atomicité ; ils s’en servent comme s’il était absolument vrai, sauf à le manier d’une main délicate et à ne pas y chercher brutalement la raison de toutes choses. Ils sentent bien que le nouveau principe qui se présente maintenant comme une sorte de postulatum, comme une vérité irréductible, devra sans doute se transformer lui-même et se réduire en d’autres données quand on aura des idées plus précises sur la constitution des molécules, quand la mécanique moléculaire sera plus avancée. Telle nous paraît être surtout la portée des réserves que nous signalions à l’instant. Dès maintenant toutefois, nos auteurs trouvent dans l’atomicité de telles lumières pour interpréter les propriétés des corps, pour en prévoie les réactions et les métamorphoses, qu’ils se regardent comme certains d’avoir fait un progrès important dans la connaissance intime de la matière.

Est-ce à dire que la théorie de l’atomicité règne aujourd’hui sans partage dans la science ? Les choses n’en sont point là. Il y a encore parmi les savans les plus autorisés quelques partisans déclarés de la théorie de Lavoisier. Il y a d’autres chimistes qui, tout en abandonnant les anciennes doctrines, refusent d’accepter les nouvelles, et ne reconnaissent pour le moment aucune idée générale qui soit de nature à guider les investigateurs. On peut prévoir pourtant que le principe de l’atomicité ne tardera point à s’élever au-dessus de ces résistances et de ces doutes. Déjà la doctrine nouvelle paraît prédominer dans l’enseignement supérieur. Elle fait son stage avant de s’introduire dans l’enseignement classique. Pour franchir ce dernier pas, il est une condition qu’elle doit se mettre en mesure de réaliser. Il faut qu’elle crée une nomenclature apte à remplacer l’admirable langage inauguré par Guyton de Morveau et Lavoisier. Ce n’est pas là une petite affaire. Les partisans de l’atomicité s’en sont bien occupés ; mais ils n’ont jusqu’ici entrepris cette œuvre qu’avec une certaine mollesse. Sans doute il leur est difficile de rompre complètement avec le passé ; il y a des compromis de langage auxquels ils sont obligés d’avoir recours pour se faire comprendre. Il est certain cependant que la doctrine est dès maintenant assez avancée pour arborer résolument une nomenclature entièrement nouvelle. Ce sera là le signe le plus éclatant et sans doute aussi l’instrument le plus actif de son succès.


EDGAR SAVENEY.

  1. En raison de l’importance qui s’attache à cette notion des types, on nous permettra d’écrire ici les formules qui marquent la parenté de l’ammoniaque ordinaire et des ammoniaques éthylées :
    Az H - H - H Ammoniaque
    Az C2H5 - H - H Éthylamine
    Az C2H5 - C2H5 - H Diéthylamine
    Az C2H5 - C2H5 - C2H5 Triéthylamine


    Cet exemple montre ce qu’il faut entendre par un type ; il éclairera ce que nous avons à dire sur ce sujet.

  2. Qu’on nous permette encore quelques notations pour mettre en évidence ce type de l’eau et montrer comment s’y rangent les corps qui viennent d’être mentionnés.
    H - H = O, eau
    C2H5 - H = O, alcool
    C2H5 - C2H5 = O, éther
    C2H30 - H = O, acide acétique
    H - K = O, hydrate de potassium
    K - K = O, oxyde de potassium
    C2H3O - K = O, acétate de potassium
  3. Gerhardt, outre le type hydrogène, qui peut s’écrire H - H, avait encore créé le type acide chlorhydrique ou H - Cl ; mais ces deux types, à vrai dire, n’en font qu’un : dans le second, un atome de chlore est simplement substitué à un atome d’hydrogène.
  4. On se fera une idée plus nette de ces types condensés et de ces types mixtes, si nous écrivons les formules relatives aux exomples que nous venons de donner :
    H - H : O ; H - H : O : deux molécules d’eau
    H - SO2 - H : O2 : acide sulfurique (type condensé)
    H - H - H - Cl : O : une molécule d’eau et une molécule d’acide cholérhydrique
    H - SO2 - Cl : O : Acide chorosulturique (type mixte)
  5. La formule du glycol ordinaire peut ainsi s’écrire :
    H - C2H4 - H = 02, en partant de H - H : O ; H - H : O
    C2H4 remplaçant deux atomes d’hydrogène de façon à former une molécule condensée.
  6. C’est peut-être ici le cas de faire remarquer qu’on eût pu choisir un terme plus heureux que celui d’atomicité. Il constitue une sorte d’amphibologie. On admet avec Dalton l’existence d’atomes, et il semble que le terme d’atomicité doive embrasser tout ce qui se rapporte à cette hypothèse ; mais les chimistes contemporains l’appliquent spécialement à la propriété qu’ont les divers atomes de se saturer respectivement par des nombres différens d’autres atomes. Il paraîtrait préférable de caractériser cette propriété par une expression plus précise. Toutefois nous ne voulons rien changer au langage établi.
  7. C’est encore là un usage spécial qu’on fait du terme atomicité, prenant en quelque sorte la partie pour le tout.
  8. Ainsi on écrit H’ O" Az’" C"" pour exprimer les atomicités respectives de l’hydrogène, de l’oxygène, de l’azote, du carbone. La même notation s’applique aux radicaux composés. Ainsi on écrit (C2H4)" pour montrer que le gaz oléfiant ou éthylène est diatonique ; (C3H5)’" représente le radical glycéryle, auquel est due la triatomicité de la glycérine.
  9. Le fait que nous indiquons sera mis en relier par les formules suivantes :
    O" = O" une molécule d’oxygène
    H — O" — H une molécule d’eau
    H — O" — O" — Cl une molécule d’acide chloreux
    H — O" — O"- O" — O" — Cl une molécule d’acide perchlorique.