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déroger aux autres perfections qui y sont, y a été mise. Or, figurons-nous un espace entièrement vide : Dieu y pouvait mettre quelque matière sans déroger en rien à toutes les autres choses. Donc il l’y a mise, donc il n’y a point d’espace entièrement vide : donc tout est plein. Le même raisonnement prouve qu’il n’y a point de corpuscule qui ne soit subdivisé. »

Admirateur de Newton et vulgarisateur de ses découvertes, Voltaire prit parti pour le vide et les atomes. « Épicure, dit-il, aussi grand génie qu’homme respectable, qui a mérité que Gassendi prît sa défense ; après Épicure, Lucrèce, qui força la langue latine à exprimer les idées philosophiques et (ce qui attira l’admiration de Rome), à les exprimer en vers, Épicure et Lucrèce, dis-je, admirent les atomes et le vide : Gassendi soutint cette doctrine et Newton la démontra. En vain un reste de cartésianisme combattait pour le plein ; en vain Leibnitz, qui avait d’abord adopté le système raisonnable d’Épicure et de Lucrèce, de Gassendi et de Newton, changea d’avis sur le vide, quand il fut brouillé avec Newton son maître ; le plein est aujourd’hui regardé comme une chimère. Le vide est reconnu ; on regarde les corps les plus durs comme des cribles ; et ils sont tels, en effet. On admet des atomes, des principes insécables, inaltérables, qui constitue l’immutabilité des éléments et des espèces, qui font que le feu est toujours feu, soit qu’on l’aperçoive, soit qu’on ne l’aperçoive pas ; que l’eau est toujours eau, la terre toujours terre, et que les germes imperceptibles qui forment l’homme ne forment point un oiseau. Épicure et Lucrèce avait déjà établi cette vérité, quoique noyée dans des erreurs. Sans ces éléments d’une nature immuable, il est à croire que l’univers ne serait qu’un chaos, et, en cela, Épicure et Lucrèce paraissent de vrais philosophes. Leurs intermèdes, qu’on a tant tournés en ridicule, ne sont autre chose que l’espace non résistant dans lequel Newton a démontré que les planètes parcourent leurs orbites dans des temps proportionnels à leurs aires ; ce n’étaient pas les intermèdes d’Épicure qui étaient ridicules, c’étaient leurs adversaires »

Voltaire sépare l’hypothèse physique des atomes des conséquences philosophiques qu’en ont tirées Épicure et Lucrèce. Parce qu’il adopte la première, il ne croit pas être tenu logiquement d’embrasser les secondes ; il fait voir que la théorie des atomes est plutôt contraire que favorable au matérialisme et à l’athéisme. « La question, dit-il, est de savoir si l’auteur de la nature a formé des parties primordiales, incapables d’être divisées, pour servir d’éléments inaltérables, ou si tout se divise continuellement et se change en d’autres éléments. Le premier système semble donner la raison de tout, et le second de rien, du moins jusqu’à présent. Si les premiers éléments des choses n’étaient pas indestructibles, il pourrait se trouver à la fin qu’un élément dévorât tous les autres et les changeât en sa propre substance. »

Voltaire distingue également la question de l’atome, considéré au point de vue physique, de la question métaphysique de la divisibilité infinie de la matière. Il ne peut être démontré, dit-il, que l’atome soit indivisible, mais il paraît prouvé qu’il est indivisé par les lois de la nature.

III. — Les atomes d’après les théories de la chimie moderne. C’est la notion fondamentale des proportions définies, introduite dans la chimie moderne par les travaux de Wenzel, de Richter, de Proust et de Dalton, qui a donné une base expérimentale et un caractère scientifique à l’idée des atomes, jusqu’alors conçue a priori, et à la grecque, plutôt que suscitée par le besoin d’expliquer et de représenter les faits.

— Recherches de Wendel, de Richter et de Proust. Dans un ouvrage publié en 1777, sous le titre de : Leçons sur l’affinité, Wenzel exposa le résultat de ses recherches sur la double décomposition des sels, et donna une explication nette et exacte de la permanence de la neutralité qui s’observe après la décomposition mutuelle de deux sels neutres. À l’aide d’analyses d’une admirable précision, il établit que cet effet provient de ce que les quantités des bases qui neutralisent un poids donné d’un acide sont aussi neutralisées par un certain poids d’un autre acide. De là découlait l’idée de l’équivalence. En effet, nous avons deux acides et deux bases. Les mêmes quantités de chaque base neutralisent successivement un poids donné de chacun des acides, et s’équivalent par conséquent relativement à ces acides, lesquels s’équivalent à leur tour, relativement aux bases. Il suffit donc de déterminer les rapports suivant lesquels deux bases se combinent à un acide, deux acides à une base, pour reconnaître aussi les rapports suivant lesquels ces bases s’unissent à un autre acide, ces acides à une autre base. Soient A et B deux acides pris en quantité convenable pour saturer une quantité de base a, on aura deux sels neutres Aa, Ba. Soit maintenant une nouvelle base b capable de saturer A et de faire un sel neutre Ab ; Wenzel nous a appris à prévoir qu’elle saturerait aussi B et produirait un sel neutre Bb.

Les travaux de Wenzel furent à peine remarqués par les chimistes de son temps et tombèrent bientôt dans un profond oubli. Près de vingt ans s’écoulèrent sans que cette question de la proportionnalité des quantités d’acides ou de bases saturant un même poids d’une base ou un acide, fût traitée de nouveau. Un chimiste de Berlin, Richter, y ramena l’attention. Dans un ouvrage intitulé : Stœchiométrie ou Art de mesurer les éléments chimiques (1792-1802), il explique, comme Wenzel, le phénomène de la permanence de la neutralité après les décompositions réciproques des sels neutres. C’est à Richter qu’on doit les premières tables d’équivalents. Elles sont relatives à la saturation réciproque des acides et des bases, et comprennent deux espèces de séries. Les premières indiquent les quantités de base qui neutralisent mille parties d’un acide, d’acide sulfurique, par exemple. Les secondes indiquent les quantités d’acide nécessaires pour saturer mille parties d’une base telle que la potasse et la chaux. Richter avait cru voir que les nombres équivalents des bases faisaient partie d’une progression arithmétique, tandis que les équivalents des acides appartenaient à une progression géométrique. Cette idée théorique erronée le conduisit malheureusement à corriger après coup les résultats numériques qu’il avait obtenu par l’expérience ; aussi, s’écartent-ils notamment des nombres exacts. Le grand titre du chimiste prussien est d’avoir remarqué le premier la constance des rapports suivant lesquels les métaux se substituent les uns aux autres lorsqu’ils se précipitent de leurs dissolutions salines, et d’avoir ainsi fourni une nouvelle base à la doctrine des équivalents chimiques. Il fit voir que, dans les sels neutres du même genre, il y a deux nombres constants, celui qui représente l’acide, et celui qui représente l’oxygène de la base, et un nombre variable, celui qui exprime le poids du métal, en d’autres termes que les quantités d’oxydes nécessaires pour saturer un même poids d’un acide donné renferment la même quantité d’oxygène. Ainsi, pour la composition des azotates d’argent, de cuivre, de fer, de zinc, de plomb, etc., on trouve :

acide azotique.	oxygène de la base.	métal
677	100	1350	argent
677	100	396	cuivre
677	100	330	fer
677	100	403	zinc
677	100	1294	plomb

Les observations de Wenzel et de Richter ne s’appliquaient qu’aux sels neutres ; malgré leur importance, elles étaient insuffisantes pour fonder la théorie générale des proportions chimiques. « En tout temps, dit très-bien Auguste Comte, l’idée de neutralisation parfaite a dû, sans doute, rappeler inévitablement aux chimistes celle d’une proportion unique, en deçà et au delà de laquelle la neutralité était rompue. Ainsi, autant il est naturel que la doctrine des proportions chimiques ait commencé par l’étude des sels neutres, autant leur considération isolée eût été nécessairement insuffisante pour provoquer la formation de cette doctrine générale. » Il appartenait à Berthollet et à Proust de fixer l’attention sur la question générale des proportions dans l’ensemble des phénomènes chimiques.

Dans sa Statique chimique, Berthollet admit l’existence de proportions déterminées pour certains composés de tous les ordres ; mais il prétendit que les conditions de cette propriété étaient purement physiques ou mécaniques, et que les combinaisons de la chimie se faisaient dans toutes les proportions, quand le pouvoir de l’affinité n’était limitée par aucune cause susceptible de soustraire à son influence ultérieure le produit de la réaction. Proust soutint, au contraire, que l’existence des proportions invariables était essentielle, inhérente à l’affinité même, et que, dans les combinaisons, tout se faisait par sauts brusques. Il montra qu’un même métal ne donnait qu’un petit nombre d’oxydes et de sulfures vraiment distincts ; que les oxydes intermédiaires, tels que le minium, pouvaient être assimilés aux combinaisons salines. Par la découverte des hydrates, il fit disparaître nombre d’oxydes mal établis, basés sur des simples variations de couleurs, et qui n’étaient autre chose que des hydrates plus ou moins purs.

Placés à des points de vue si opposés, Proust et Berthollet ne pouvaient demeurer longtemps en présence sans discussion. Aussi, s’engagea-t-il bientôt, entre ces deux antagonistes, une longue et savante querelle, qui aboutit au triomphe de la doctrine des proportions définies. « Chacun des adversaires, dit M. Dumas, apporte des puissants motifs en sa faveur ; chacun raisonne serré ; chacun expérimente. D’abord, les armes sont égales, et les deux adversaires s’en servent avec un égal avantage ; l’issue du débat demeure tout à fait incertaine. Mais Berthollet, parti dans cette circonstance d’une idée fausse, se trouve engagé dans une mauvaise route : il devient de plus en plus obscur, embarrassé, confus. A mesure que la discussion s’avance, on le voit s’épuiser en effort inutiles, et son génie demeure impuissant. Proust, au contraire, dont le point de vue est juste, se sent de plus en plus fort ; il marche porté par le vrai ; plus le débat se prolonge, plus sa pensée s’élève, plus les faits qu’il découvre parlent haut en sa faveur, jusqu’à ce qu’il demeure complètement maître du terrain. Oui, s’écrie-t-il enfin, tous les corps de la nature ont été faits à la balance d’une sagesse éternelle. Tout ce que nous pouvons faire, c’est de les imiter en retombant dans ce pondus naturæ, dans ces rapports qu’elle a fixés à jamais. Nous pouvons créer des combinaisons, sans doute, mais des combinaisons prévues dans l’ordre général de la nature, et non pas des combinaisons infinies et variables au gré de nos désirs. Quand vous croyez combiner les corps en proportions arbitraires, pauvres myopes, ce ne sont que des mélanges que vous faites et dont vous ne savez pas distinguer les parties ; ce sont des monstres que vous créez et que vous ne savez pas disséquer.

En examinant les travaux de Proust, on est surpris qu’il n’ait pas été conduit, par ses observations, à reconnaitre la loi des équivalents et celle des proportions multiples. S’il passa, pour ainsi dire, à côté de ces lois sans les voir, c’est qu’au lieu d’établir ses résultats analytiques en prenant pour terme constant le poids d’un ou de l’autre des composants, ce qui lui eût permis de saisir les rapports naturels des nombres, il choisit toujours pour terme constant le poids du composé. Si, par exemple, au lieu d’exprimer la composition des oxydes d’étain, en disant que 100 parties du deutoxyde contenaient 78 parties d’étain et 22 parties d’oxygène, et que 100 parties du protoxyde renfermaient 87 d’étain et 13 d’oxygène, il avait compté la quantité d’oxygène combinée avec 100 parties du métal, dans les deux cas il eût trouvé 28 pour le bioxyde et 14 pour le protoxyde ; certainement il aurait remarqué que le premier nombre était double du second. D’autres analyses, calculées de la même manière, lui aurait donné lieu de faire des observations semblables. Avec son opinion si bien arrêtée sur les limites des combinaisons, sur leur constance, sur leur simplicité, il n’eût pas manquer de généraliser ces remarques.

— Recherches de Dalton. C’est à Dalton que l’on doit d’avoir embrassé, le premier, dans une seule conception générale, l’ensemble des proportions chimiques. Ayant étudié la composition du gaz oléfiant et celle du gaz des marais, il reconnut que, pour la même quantité de carbone, le dernier contient exactement le double de la quantité d’hydrogène qui est contenue dans le premier. Il fit des observations analogues concernant la composition de l’oxyde de carbone et de l’acide carbonique et celle des composés oxygénés de l’azote : il établit la loi des proportions multiples.

Cette loi peut être énoncée de la manière suivante : lorsque deux corps simples ou composés forment ensemble plusieurs combinaisons, le poids de l’un d’eux étant considéré comme constant, les poids de l’autre varient suivant des rapports très-simples. Ainsi, l’azote forme avec l’oxygène cinq combinaisons ; si l’on en prend des quantités telles que toutes renferment le même poids d’azote, les poids de l’oxygène seront entre eux comme les nombres 1, 2, 3, 4, 5. En effet

		Azote.	Oxyg.
Le protoxyde d’azote	renferme sur	175 gr.	100 gr.
Le bioxyde d’azote	—	175	200
L’acide azoteux	—	175	300
L’acide hypoazotique	—	175	400
L’acide azotique	—	175	500

Dalton ne s’arrêta pas aux faits ; il vit que les résultats observés par Wenzel, par Richter, par Proust et par lui-même peuvent tous être conçus comme découlant d’un principe unique, et qu’il suffit, pour s’en rendre parfaitement compte, de faire revivre l’ancienne hypothèse des atomes, en lui donnant un sens précis. Que l’on suppose à chaque espèce de matière ses atomes propres possédant un poids invariable ; que l’on conçoive ces atomes se juxtaposant sans jamais se confondre pour former les composés, et recouvrant, au moment de leur séparation, toute leurs propriétés premières pour reproduire les éléments ; à l’instant, les phénomènes chimiques se peignent à l’esprit de la manière la plus nette. La loi des proportions, multiples surtout, trouve dans l’insécabilité des atomes une explication très-naturelle, précisément parce qu’elle en serait une conséquence nécessaire. Il est facile de voir, en effet, que si deux substances peuvent se combiner en plusieurs proportions distinctes, les quantités pondérales de l’une d’elles, qui correspondront dans les divers composés à un même poids de l’autre, devront, dans l’hypothèse atomistique, suivre la série des nombres entiers, puisque ces composés résulteront ainsi de l’union d’un atome de la seconde substance avec un, deux ou trois, etc. atomes de la première.

Dalton admit donc que le poids atomique d’un corps composé était formé par la somme des poids atomiques des éléments, et que les proportions définies, suivant lesquelles se combinent les corps composés, acides et bases, ne représentent que les rapports invariables de leurs poids atomiques. Mais ces poids atomiques n’ont pas une valeur absolue : ils ne représentent autre chose que les rapports suivant lesquels les corps se combinent. Il fallait donc choisir une unité comme terme de comparaison. Dalton rapporta tous les poids atomiques à celui de l’hydrogène qu’il posa = 1.

Dans son ouvrage intitulé : Nouveau système de philosophie chimique, et qui parut en 1808, il donna la table suivante :

substances.	poids atomiques.	nombres exacts.
Hydrogène	1,0	1,0
Azote	5,0	7,0
Carbone	5,0	6,0
Oxygène	7,0	8,0
Soufre	13,0	16,0
Magnésie	20,0	20,0
Chaux	23,0	28,0
Soude	28,0	31,0
Potasse	42,0	47,1
Strontiane	46,0	51,8
Baryte	68,0	76,5
Fer	38,0	28,0
Zinc	56,0	32,6
Cuivre	56,0	31,7
Plomb	95,0	103,5
Argent	100,0	108,0
Platine	100,0	98,7
Mercure	167,0	100,0

On voit que, pour un certain nombre de corps, les nombres de Dalton se rapproche sensiblement des nombres exacts.

— Distinction entre les atomes et les équivalents. Dans les premières années de ce siècle, les chimistes se servaient à peu près indifféremment des expressions équivalents et poids atomiques : la première exprimait le fait expérimental ; la seconde, la cause supposée du fait, l’explication suggérée par la raison. Du reste, équivalents et poids atomiques avaient en réalité la même valeur et représentaient les mêmes rapports. La loi de Gay-Lussac sur les volumes des gaz qui se combinent, découverte en 1808, conduisit à séparer les atomes des équivalents. Après avoir trouvé, en 1805, avec A. de Humboldt, que l’hydrogène et l’oxygène se combinent exactement dans le rapport de 2 volumes du premier gaz et 1 volume du second, Gay-Lussac généralisa cette observation et montra qu’il existe un rapport simple, non-seulement entre les volumes de deux gaz qui se combinent, mais encore entre la somme des volumes de gaz qui entrent en combinaison et le volume qu’occupe la combinaison prise en état gazeux. Ainsi :

2 vol. d’hydrogène combinés avec 1 vol. d’oxygène donnent 2 vol. de vapeur d’eau ;

2 vol. d’azote combinés avec 1 vol. d’oxygène donnent 2 vol. de protoxyde d’azote ;

3 vol. d’hydrogène combinés avec 1 vol. d’azote donnent 2 vol. de gaz ammoniac.

Dans les deux premiers exemples, il y a condensation d’un tiers ; dans le troisième, condensation de la moitié. Dans le bioxyde d’azote et dans l’acide chlorhydrique, nous avons les volumes égaux des deux gaz composants unis sans condensation.

« La découverte de Gay-Lussac, dit M. Wurtz, a une portée immense. Si l’on peut admettre, avec Dalton, que les proportions définies suivant lesquelles les corps se combinent représentent le poids de leurs atomes ; s’il est constant, d’après Gay-Lussac, que les volumes suivant lesquels les gaz s’unissent sont entre eux dans des rapports simples et invariables, il est clair que les poids relatifs de ces volumes, c’est-à-dire les densités, doivent représenter les poids relatifs des atomes. Il en résulte que pour trouver les poids relatifs des atomes des gaz simples, il suffit de déterminer et de comparer leur densités. C’est là une conséquence immédiate de la loi de Gay-Lussac ; et elle est importante à deux points de vue, d’abord en donnant un nouveau moyen pour la détermination ou pour le contrôle des poids atomiques, et puis en conduisant les chimistes à établir une distinction entre la notion des poids atomiques et celle des équivalents. Jusque-là, on les avait confondues. Dorénavant, une telle confusion n’était plus possible. »

Dalton envisageait l’eau comme formée de 1 atome d’hydrogène et de 1 atome d’oxygène. Mais comme l’hydrogène se combine avec l’oxygène dans le rapport de 2 volumes à 1 volume, si l’on admet que les poids atomiques sont proportionnels aux densités, il faut admettre aussi que la combinaison s’accomplit dans le rapport de 2 atomes à 1 atome. En effet, les densités de l’hydrogène et de l’oxygène sont entre elles : : 1 : 16, et non pas : : 1 : 8 ; et, puisque la combinaison des deux corps s’effectue dans le rapport de 1 : 8 ou de 2 : 16, il en résulte évidement que l’eau est formé de 2 atomes d’hydrogène et de 1 atome d’oxygène. Cette conséquence est inévitable si l’on admet la proportionnalité entre les poids atomiques et les densités. Et comment ne pas l’admettre, si l’on se rappelle que les gaz sont tous également compressibles, également dilatables ? Pourquoi les variations qu’éprouve un gaz dans son volume, par les changements de pression ou de température, sont-elles indépendante de sa nature ? Pourquoi cette identité dans les effets produits par les forces physiques sur tous les différents corps gazeux, identité qui n’existe plus pour les corps solides et liquides ? Ce ne peut être que le résultat d’un même mode de constitution propre à toutes les matières gazeuses. Pour concevoir cette similitude de constitution, il est naturel