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d’admettre, avec Ampère, que leurs atomes sont placés à la même distance quand les circonstances sont les mêmes, et que les volumes égaux de deux gaz renferment le même nombre d’atomes.

— Travaux de Berzélius relatifs à la théorie atomique. Guidé par la conception générale de Dalton, Berzélius entreprit le premier, une vaste étude expérimentale de l’ensemble des points importants relatifs à la chimie numérique. Il commença ses travaux dès 1808, et en 1815 il était en mesure de donner une table des poids atomiques, fondée sur ses propres déterminations, et bien plus exacte que celle de ses devanciers. Il prit pour unité le poids atomique de l’oxygène qu’il posa = 100 ; celui de l’hydrogène était = 6,24. Ici apparaît clairement l’influence des découvertes de Gay-Lussac sur la fixation des poids atomiques. En effet, le rapport des poids atomiques 100 : 6,24, ou 16 : 1, est celui des densités. Dalton avait donné pour les poids atomiques de l’oxygène et de l’hydrogène 7 et 1 ; Wollaston, 10 et 1,32 ou 7,56 et 1. Ces nombres de Dalton et de Wollaston, qui représentent les rapports pondéraux suivant lesquels l’oxygène se combine avec l’hydrogène, sont ce qu’on a nommé des équivalents ; les nombres de Berzélius, qui expriment les rapports pondéraux existant entre volumes égaux d’hydrogène et d’oxygène, sont de vrais poids atomiques.

Cette distinction des atomes et des équivalents se montre plus clairement encore dans la notation de Berzélius. Dalton représentait la composition de l’eau par le symbole ☉︎🌕︎ dans lequel ☉︎ marque 1 atome d’hydrogène et 🌕︎ 1 atome d’oxygène. Berzélius exprimait cette composition par la formule H²O dans laquelle H² représente 2 atomes d’hydrogène et O représente 1 atome d’oxygène. Ainsi son atome d’hydrogène ne représentait que la moitié d’un équivalent d’hydrogène ; il appelait cet équivalent atome double et l’exprimait par le symbole barré H, indiquant par là que les deux atomes d’hydrogène H étaient pour ainsi dire inséparables parce qu’ils entraient ensemble en combinaison.

Dans les tables que Berzélius nous a laissées, on voit figurer, indépendamment des poids atomiques simples, des poids atomiques doubles, qui représentent les rapports pondéraux suivant lesquels les corps se combinent, c’est-à-dire les équivalents. Voici les nombres de Berzélius :

	poids atomiques. $\overbrace {\begin{matrix}&&&&&&\end{matrix}}$}}		équivalents. $\overbrace {\begin{matrix}&&&&&&\end{matrix}}$}}
	Symb.		Symb.
Oxygène	O	100,0000	O	100,000
Hydrogène	H	6,2400	H	12,480
Azote	N	87,5300	N	175,060
Fluor	Fl	117,7170	Fl	235,435
Chlore	Cl	221,6400	Cl	443,280
Brome	Br	499,8100	Br	999,620
Iode	I	792,9960	I	1585,992
Soufre	S	200,7500	S	200,750
Sélénium	Se	495,2850	Se	495,285
Tellure	Te	801,7600	Te	801,760
Phosphore	P	196,0205	P	392,041
Arsenic	As	469,4000	As	938,800
Carbone	C	75,1200	C	75,120
Bore	Bo	136,2040	Bo	136,204
Silicium	Si	277,7780	Si	277,778
Potassium	K	488,8560	K	488,856
Sodium	Na	289,7290	Na	289,729
Lithium	Li	81,6600	Li	81,660
Calcium	Ca	251,6510	Ca	251,651
Barium	Ba	855,2900	Ba	855,290
Strontium	Sr	545,9290	Sr	545,929
Magnésium	Mg	158,1400	Mg	158,140
Aluminium	Al	170,9000	Al	341,800
Glucinium	Gl	87,1240	Gl	174,248
Zirconium	Zr	419,7280	Zr	839,456
Manganèse	Mn	344,6840	Mn	344,684
Chrome	Cr	328,8700	Cr	328,870
Uranium	U	742,8750	U	742,875
Fer	Fe	350,5270	Fe	350,527
Cobalt	Co	368,6500	Co	368,650
Nickel	Ni	369,3300	Ni	369,330
Zinc	Zn	406,5910	Zn	406,591
Cadmium	Cd	696,7670	Cd	696,767
Cuivre	Cu	395,6000	Cu	395,600
Plomb	Pb	1294,6450	Pb	1294,645
Bismuth	Bi	1330,3770	Bi	2660,754
Etain	Sn	735,2940	Sn	735,294
Titane	Ti	301,5500	Ti	301,550
Tungstène	W	1188,3600	W	1188,360
Molybdène	Mo	596,1000	Mo	596,100
Antimoine	Sb	806,4520	Sb	1612,903
Mercure	Hg	1251,2900	Hg	1251,290
Argent	Ag	1349,6600	Ag	1349,660
Rhodium	R	651,6920	R	1303,924
Palladium	Pd	665,4770	Pd	665,477
Platine	Pl	1294,6450	Pl	1294,645
Iridium	Ir	1232,0800	Ir	1232,080
Osmium	Os	1242,6240	Os	1242,624
Or	Au	1129,1650	Au	2458,330

— Détermination des poids atomiques. Sur quels principes se fondait Berzélius pour déterminer les poids atomiques ? Nulle difficulté pour les acides, les bases et les sels ; la proportionnalité de tous ces corps s’établissait sans peine en partant de la neutralité comme d’un terme fixe et qui les rendait toujours comparables. Mais comment comparer entre eux des corps simples ? quelle propriété permettait de les rendre proportionnels ? La difficulté était grave pour nombre de cas, par exemple pour les métaux qui présentent plusieurs degrés d’oxydation. Fallait-il adopter la quantité du métal du premier degré ou celle du second ? Berzélius prenait, en général, pour le poids atomique d’un métal, la quantité de ce métal qui se combine avec 100 d’oxygène pour former un protoxyde. Néansmoins, il dévia de cette règle pour un certain nombre de corps ; ainsi, il admit que les poids atomiques du cuivre et du mercure sont représentés par les quantités de ces métaux qui se combinent avec 100 d’oxygène pour le second degré d’oxydation. Il fut conduit à cette dérogation de la règle, purement conventionnelle, qu’il suivait généralement, par deux découvertes importantes, qui ont exercé une influence marquée sur le développement de la théorie atomique, celle de Dulong et Petit (1819), concernant les relations qui existent entre la chaleur spécifique des corps simples et leurs poids atomiques, et celle de l’isomorphisme (1820) due à Mitscherlich.

Dulong et Petit ont montré que la chaleur spécifique des corps simples est en raison inverse de leurs poids atomiques, de telle sorte que si l’on multiplie ces deux quantités l’une par l’autre on obtient un produit constant. « C’est là, dit M. Wurtz, un résultat fort inattendu, et qu’on pouvait regarder comme une confirmation éclatante de l’hypothèse des atomes. » Evidemment, cette relation entre les poids atomiques et les chaleurs spécifiques supposait la connaissance préalable de certains poids atomiques admis sur d’autres bases. Mais la loi une fois établie, on pouvait s’en servir pour déterminer les poids d’atomes que d’autres considérations ne permettaient pas de fixer, ou qui n’avait pas été fixés que d’après une convention arbitraire. En effet, puisque le produit du poids atomique par la chaleur spécifique doit toujours donner un nombre constant et connu, il suffit de diviser ce nombre constant par la chaleur spécifique pour avoir le poids atomique.

Voici les résultats obtenus par Dulong et Petit :

corps simples.	chaleur spécifique.	poids des atomes.	produit du poids atomique par la chaleur spécifique.
Soufre	0,1880	201,15	0,3790
Or	0,0298	1243,00	0,3704
Platine	0,0314	1215,20	0,3816
Etain	0,0514	735,30	0,3779
Bismuth	0,0288	1330,40	0,3835
Cuivre	0,0949	395,70	0,3755
Plomb	0,0293	1294,50	0,3793
Zinc	0,0927	403,20	0,3738
Nickel	0,1035	369,70	0,3826
Fer	0,1100	339,20	0,3731

La loi de l’isomorphisme n’est pas moins importante que la loi des chaleurs spécifiques pour la détermination des poids atomiques. Gay-Lussac avait observé qu’un cristal d’alun à base de potasse, transporté dans une dissolution d’alun à base d’ammoniaque, y grossissait sans que sa forme se modifiât, et pouvait ainsi se recouvrir de couches alternatives des deux aluns, en conservant sa régularité et son type cristallin. Des faits analogues avaient été remarqués par M. Beudant. Mitscherlich approfondit ces observations, et précisa les conditions dans lesquelles deux substances peuvent se substituer l’une à l’autre dans un cristal sans en altérer la forme. Il fit voir que cette substitution mutuelle dans un même cristal de deux corps différents vient de l’identité de forme cristalline, de l’isomorphisme de ces deux corps, et que cet isomorphisme traduit l’analogie de leur composition atomique. De là cette conséquence : toutes les fois que deux formes sont isomorphes, leur composition doit être exprimée par des formules analogues. Le sulfate de fer et le sulfate de cuivre peuvent cristalliser ensemble ; donc ils possèdent la même structure atomique. Nous savons que le sulfate de fer renferme 1 atome de fer ; donc le sulfate de cuivre renferme également 1 atome de cuivre ; donc il faut prendre pour poids atomique du cuivre la quantité de ce métal qui se combine avec 1 atome d’oxygène, pour former le second oxyde de cuivre, c’est-à-dire l’oxyde cuivrique.

— Notation en équivalents. La doctrine atomique de Berzélius, bien qu’appuyée sur les découvertes de Gay-Lussac, de Dulong et Petit et de Mitscherlich, avait un point faible : c’était l’idée des atomes doubles. Pourquoi admettre, disait Gmelin, que les équivalents de l’hydrogène, du chlore, du brome, etc., sont formés par des atomes doubles, alors que les atomes simples de ces corps n’existent en réalité dans aucune combinaison ? L’atome, c’est la plus petite quantité d’un corps qui entre dans un composé. Les équivalents des corps précédents représent donc des atomes, et il convient de prendre pour leurs poids atomiques des nombres doubles de ceux que Berzélius avait fixés d’après la considération des volumes. Les formules de l’eau, de l’acide chlorhydrique deviennent ainsi HO, HCl. « Elever de telles objections, dit très-bien M. Wurtz, c’était faire un pas en arrière, revenir aux idées de Dalton, sans tenir compte des découvertes de Gay-Lussac. » Cependant ce retour aux équivalents finit par prévaloir pendant les années 1843 et 1844. Les atomes, disait-on, ne sont, en définitive, qu’une hypothèse ; les équivalents sont une réalité. La notation en équivalents est donc préférable ; elle est plus conforme à l’esprit scientifique ; elle ne prétend pas scruter la nature des choses ; elle reste sur le terrain solide des faits. M. Dumas terminait une de ses leçons du Collège de France, sur la philosophie chimique, par les paroles suivantes : « Tant que les tables atomiques ont été formées en partie d’après les lois de Wenzel et de Richter, en partie par de simples tâtonnements, elles ont laissé bien des doutes dans les meillieurs esprits. C’est pour sortir de cette situation que l’on a essayé de tirer les poids atomiques de la densité des corps simples à l’état de vapeur, de leur chaleur spécifique, de leur forme cristalline. Mais il ne faut pas oublier que la valeur des caractères tirés de ces propriétés ne saurait avoir rien d’absolu… En résumé, que nous reste-t-il de l’ambitieuse excursion que nous nous sommes permise dans la région des atomes ? Rien, rien de nécessaire du moins. Ce qui nous reste, c’est la conviction que la chimie s’est égarée là, comme toujours, quand, abandonnant l’expérience, elle a voulu marcher sans guide au travers des ténèbres. L’expérience à la main, vous trouvez les équivalents de Wenzel, les équivalents de Mitscherlich, mais vous cherchez vainement les atomes tels que votre imagination a pu les rêver en accordant à ce mot, consacré malheureusement dans la langue des chimistes, une confiance qu’il ne mérite pas. Ma conviction, c’est que les équivalents des chimistes, ceux de Wenzel, ceux de Mitscherlich, ne sont autre chose que des groupes moléculaires. Si j’en était le maître, j’effacerais le mot atome de la science, persuadé qu’il va plus loin que l’expérience ; et jamais, en chimie, nous ne devons aller plus loin que l’expérience. »

Grâce à l’influence de ces idées positives, la notation atomique fut abandonnée, et la notation en équivalents universellement adoptée ; beaucoup de chimistes se servent encore aujourd’hui de cette dernière. Voici un tableau des équivalents rapportés à l’hydrogène pris pour unité :

tableau des équivalents des corps simples.

Aluminium	12,7		Molybdène	48,0
Antimoine	122,0		Nickel	29,5
Argent	108,0		Niobium	48,8
Arsenic	75,0		Or	197,0
Azote	14,0		Osmium	99,6
Barium	68,5		Oxygène	8,0
Bismuth	210,0		Palladium	53,3
Bore	10,9		Phosphore	31,0
Brome	80,0		Platine	98,7
Cadmium	56,0		Plomb	103,5
Calcium	20,0		Potassium	39,1
Carbone	6,0		Rhodium	52,2
Cérium	46,0		Rubidium	85,4
Césium	130,0		Ruthénium	52,2
Chlore	35,5		Sélénium	39,7
Chrome	26,7		Silicium	14,0
Cobalt	29,5		Sodium	23,0
Cuivre	31,7		Soufre	16,0
Didymium	48,0		Strontium	43,8
Etain	59,0		Tantale	68,8
Fer	28,0		Tellure	64,0
Fluor	19,0		Thallium	204,0
Glucinium	4,7		Thorium	59,6
Hydrogène	1,0		Titane	25,0
Iode	127,0		Tungstène	92,0
Iridium	99,0		Uranium	60,0
Lanthane	46,4		Vanadium	68,6
Lithium	7,0		Yttrium	?
Magnésium	12,0		Zinc	32,6
Manganèse	27,5		Zirconium	44,8
Mercure	100,0

— Travaux de Gerhardt relatifs à la théorie atomique. — Distinction entre les équivalents et les molécules, entre les molécules et les atomes. Il est à remarquer que la notation en équivalents n’a jamais été appliquée d’une manière rigoureuse. Les bases polyacides telles que l’alumine ou l’oxyde ferrique, et les acides polybasiques tels que l’acide phosphorique, étaient représentés par des formules qui ne donnaient pas les véritables équivalents. On savait qu’un certaine quantité d’alumine sature trois équivalent d’acide sulfurique ; cette quantité d’alumine était improprement nommée un équivalent d’alumine ; car elle n’équivalait pas du tout à la quantité de potasse ou d’oxyde d’argent qui entre dans le sulfate de potasse ou dans le sulfate d’argent. Le véritable équivalent de l’alumine était la quantité de cette base qui sature un équivalent d’acide sulfurique. D’après la notation en équivalents, il aurait fallu donner pour formule à l’alumine Al^2/3O et non Al²O³, au sulfate d’alumine Al^2/3O,SO³ ou SAl^2/3O et non Al²O³3SO³. C’est ce que faisait Gay-Lussac, et en cela se montre la rigeur de son esprit. De même, un molécule d’acide phosphorique, qui sature trois équivalents d’oxyde d’argent, ne saurait équivaloir à une molécule d’acide acétique, qui ne sature qu’un équivalent de cette même base. Le véritable équivalent de l’acide phosphorique est la quantité de cet acide qui sature un équivalent d’oxyde d’argent. Aussi, les partisans des formules équivalentes auraient-ils dû écrire ^3/4PhO⁵ pour l’acide phosphorique, AgO^3/4PhO⁵ pour le phosphate d’argent.

Mais les chimistes qui refusaient de suivre Gay-Lussac dans cette voie pouvaient alléguer, pour justifier leur inconséquence, que la notation rigoureuse en équivalents ne remplirait qu’imparfaitement le but des formules chimique. « Les formules, dit M. Wurtz, ne doivent pas servir uniquement à représenter l’équivalence entre les corps. Elles sont faites pour marquer la complication des molécules, et lorsqu’elles interviennent pour peindre une réaction, elles doivent représenter les corps qui y entrent, ceux qui en sortent, en un mot, le mouvement moléculaire. La notation en équivalents est impuissante à cet égard. Elle voile des particularités fort importantes dans les réactions ou dans la constitution des corps. Lorsqu’elle représente le sulfate d’alumine par la formule Al^2/3O,SO³, elle ne fait point apercevoir la nature polyacide de l’alumine. »

Ces considérations devait conduire les chimistes à sentir l’insuffisance et les défauts de la notation en équivalents, en même temps qu’à séparer deux notions longtemps confondues, la notion de la molécule et celle de l’équivalent d’un corps composé. Il était évident que les mots molécule et équivalent, lorsqu’il s’agissait de l’alumine, du sulfate d’alumine, de l’acide phosphorique, du phosphate d’argent, etc., cessaient d’exprimer la même idée, le même rapport. Le mérite d’avoir clairement défini les mots atome, équivalent, molécule, appartient principalement à Gerhardt, dont nous allons brièvement exposer les travaux sur la théorie atomique.

Gerhardt revient à la notation atomique, mais il y introduisit des changements importants. Non-seulement, il dédoubla avec Berzélius les équivalents de l’hydrogène, du chlore, du brome, de l’iode, du fluor, de l’azote, du phosphore, de l’arsenic, pour en faire des poids atomiques, mais il fut conduit par la comparaison qu’il fit des oxydes métalliques avec l’eau, à étendre aux métaux eux-mêmes cette réduction des équivalents à la moitié. Une autre différence qui existe entre la notation de Gerhardt et celle de Berzélius, c’est que, dans la première, les formules des composés volatils ramènent tous ces corps, à peu d’exceptions près, au même volume de vapeur, tandis que les formules de Berzélius répondent tantôt à 2, tantôt à 4 volumes de vapeur. On en jugera par le tabelau suivant :

noms des composés.	notation de Berzélius.		notation de Gerhardt.
Eau	H2O	= 2 v.	H2O	= 2 v.
Hydrogène sulfuré	H2S	= 2 v.	H2S	= 2 v.
Acide chlorhydrique	H2Cl2	= 4 v.	HCL	= 2 v.
Acide iodhydrique	H2I2	= 4 v.	HI	= 2 v.
Ammoniaque	Az2H4	= 4 v.	AzH2	= 2 v.
Hydrogène phosphoré	Ph2H4	= 4 v.	PhH2	= 2 v.
Hydrogène arsénié	As2H4	= 4 v.	AsH2	= 2 v.
Gaz hypochloreux	Cl2O	= 2 v.	Cl2O	= 2 v.
Gaz hypochlorique	Cl2O4	= 4 v.	ClO2	= 2 v.
Protoxyde d’azote	Az2O	= 2 v.	Az2O	= 2 v.
Bioxyde d’azote	Az2O2	= 4 v.	AzO	= 2 v.
Acide hypoazotique	Az2O4	= 4 v.	AzO2	= 2 v.
Acide azotique	Az2O5H2O	= 4 v.	AzHO3	= 2 v.
	Az2H2O6	= ˶
Azotates	Az2O5,RO	= 4 v.	AzRO3	= 2 v.
	AzRO{6	= ˶
Acide sulfurique anhydre	SO3	= 2 v.	SO3	= 2 v.
Acide sulfurique	SO3,H2O	= ˶	SH2O4	= ˶
	SH2O4	= ˶
Sulfates	SO3,RO	= ˶	SR2O4	= ˶
	SRO4	= ˶
Oxyde de carbone	CO	= 2 v.	CO	= 2 v.
Acide carbonique	CO2	= 2 v.	CO2	= 2 v.
Carbonates	CO2,RO	= ˶	CR2O3	= ˶
	CRO3	= ˶
Cyanogène	C2Az2	= 4 v.	C2Az2	= 2 v.
Acide cyanhydrique	C2Az2H2	= 4 v.	CAzH	= 2 v.
Acide acétique	C4H8O2	= 4 v.	C2H4O2	= 2 v.
Alcool	C4H12O2	= 4 v.	C3H8O	= 2 v.
Alcool	C4H12O	= 2 v.	C4H10O	= 2 v.