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ATOME s. m. (a-tô-me — du gr. atomos même sens ; formé de a priv.; temnô, je coupe). Phys. Elément indivisible des corps, soit qu'aucun moyen mécanique ne puisse opérer sa division, à cause de son extrême petitesse ou de sa constitution, ou qu'il soit sans étendue, et, par conséquent, d'une indivisibité absolue : Démocrite et Epicure ont prétendu que le monde était composé d'ATOMES, que les corps se formaient par la rencontre fortuite des ATOMES. (Acad.) Il n'y a nulle apparence que Dieu veuille anéantir les âmes, lui qui n'anéantit pas le moindre ATOME. (Fén.) La matière aveugle, formée par l'amas confus des ATOMES, n'a pas produit un chef-d'œuvre aussi remarquable que l'univers. (St-Evrem.) Comment se peut-il faire qu'on accuse encore des philosophes de penser que le prodigieux et ineffable de cet univers soit une production fortuite des ATOMES ? (Volt.) Il n'est démontré en riguer que l'ATOME soit indivisible ;mais il parait prouvé qu'il est indivisé par les lois de la nature. (Volt.) Il me parait que le cardinal de Polignac a perdu beaucoup de temps et beaucoup de vers à réfuter les ATOMES et les autres absurdités que le poême de Lucrèce fourmille. C'est employer l'artillerie pour détruire une chaumière. (Volt.) Les corps sont tous originairement composés d'ATOMES semblables. (Cuvier.) Les ATOMES ne meurent pas, ils ne s'isolent pas : ils se recombinent. (Raspail.) Aucun ATOME de matière ne peut ni commencer ni cesser d'être. (E. About.)

. . . . . . . . . Les atomes,
Enfants d'un cerveau creux, invisibles fantômes.

<right>LA FONTAINE.</right>

Poutant chaque atome est un être,
Chaque globule d'air est un monde habité.

<right>LAMARTINE.</right>

Les atomes erraient dans un espace immense ;
Déclinant de leur route, ils se sont approchés.
Durs, inégaux, sans peine ils se sont accrochés.

<right>L. RACINE.</right>

Docile à l'appui d'un arome,
D'un rayon ou d'une couleur,
Latome vole vers latome
Comme l'abeille vers la fleur.

<right>TH. GAUTIER.</right>

— Par anal. Corpuscule qui n'est appréciable à la vue qu'en certains circonstances, comme les animalcules microscopiques d'une goutte d'eau, d'un vinaigre ; les graines de poussière qui ne sont visible que lorsque le soleil les éclaire directement, etc. : Dans leur système, l'homme est assimilable à ces ATOMES qui s'agitent dans un rayon de soleil, emportés par la gravitation universelle. (Portalis.)

— Par exagér. Tout corps très-petit comparativement à un autre ou à l'espace dans lequel il se trouve ; se dit des personnes et des choses : Les hommes sont des ATOMES sur le globe, qui n'est lui-même qu'un ATOME dans l'immensité. (Acad.) Toute la terre n'est qu'un ATOME suspendu dans l'air. (Boss.) Quand je vois des hommes qui rampent sur un ATOME, c'est-à-dire la terre... (Montesq.) Nous qui ne somme qu'un ATOME imperceptible au milieu de ce vaste univers, nous voudrions en faire mouvoir toute la machine au gré de nos seuls désirs. (Mass.) Que devenons-nous à nos propres yeux, vils ATOMES posés dans je ne sais quel petit coin de l'univers, quand nous considérons ces soleils innombrables. (Fén.) Plusieurs millions de Français ne mangent pas d'autre viande qu'un ATOME de salé, qu'ils mettent dans leur soupe. (Mich. Chev.) Et les moindres ATOMES de matière nutritive recherchés avec soin... (Marmier.)

Me voici : mais qui-suis-je ? un atome pensant.

<right>LAMARTINE.</right>

Que sommes-nous, faibles atomes,
Pour porter si loin notre orgeuil ?

<right>MALFILATRE.</right>

Moi, pauvre atome oublié dans l'espace,
Je pense à Dieu qui fit la liberté.

<right>(Romance.)</right>

Oh ! que tes cieux sont grands ! et que l'esprit de l'homme
Plie et tombe de haut, mon Dieu, quand il te nomme !
Quand, descandant du dôme où s'égarent les yeux,
Atome, il se mesure à l'infini des cieux !

<right>LAMARTINE.</right>

Que suis-je ? où suis-je ? où vais-je, et d'où suis-je tiré ?
Atomes tourmentés sur un amas de boue ;
Mais atomes pensants, atomes dont les yeux,
Guidés par la pensée, ont mesuré les cieux ;
Au sein de l'infini nous élançons notre être.

<right>VOLTAIRE.</right>

— Très-petite quantité : La petite fumée de la vaine gloire, dont il n'arrive pas un ATOME dans mon ermitage... (Volt.)

— Ce qui manque d'importance ou de solidité : Nous avons beau enfler nos conceptions, nous n'enfantons que des ATOMES, au prix de la réalité des choses. (Pasc.) Je ne m'étonne pas que des hommes qui s'appuient sur un ATOME, chancellent dans les moindres efforts qu'ils font pour sonder la vérité. (La Bruy.)

— Fig. Elément d'un tout moral ou immatériel : Les anciens ont dit que la nature avait assemblé tous les ATOMES de la sagesse pour former Epicure. (Malebr.)

Est-il de petits corps un plus lourd assemblage,
Un esprit composé datomes plus bourgeois ?

<right>MOLIÈRE.</right>

— Chim. Nom donné aux particules élémentaires des corps : En chimie, les ATOMES n'ont jamais été vus et ne pourront jamais l'être. Il ne faut pas croire à leur existance comme à quelque chose de réel et d'objectif ; ce n'est pas autre chose qu'un artifice logique à l'aide duquel on enchaine les faits. (Nysten.) || Atomes simples, Atomes des corps réellement simples et homogènes dans leur constitution. || Atomes composés, Atomes hétérogènes combinés en un seul atome, comme il arrive dans les corps composés.

— Méd. Atomes homéopathiques, dose à laquelle les médecins homéopathes administrent les remèdes préparés par les atténuations, pour éviter les aggravations des symptômes.

— Encycl.

Les atomes dans la physique et la métaphysique des anciens[modifier]

L'expérience de tous les jours montre que les corps peuvent être réduits en parties fort petites, et cette divisibilité ne semble avoir que la limite opposée par la grossièreté de nos organes et de nos instruments. Lorsqu'un corps est réduit en une poudre impalpable, les grains de cette poudre paraissent, à l'œil armé d'un microscope, pouvoir toujours, quelque petits qu'ils soient, subir une nouvelle division. Cette divisibilité des corps n'a-t-elle aucune limite, ou, au contraire, pourrait-on arriver, après un grand nombre de sections, à des parcelles persistantes, inaltérables et indivisibles&nsbp;? Les premières méditations faites sur la nature devaient rencontrer cette question : c'est celle des atomes.

Elle paraît s'être posée pour la première fois vers l'an 500 av. J.-C. A cette époque, c'était formée en Grèce, à Elée, une école philosophique bien connue sous le nom d'Ecole eléatique.

Les atomes dans la physique et la métaphysique du XVIIe et XVIIIe siècle[modifier]

Les atomes d'après les théories de la chimie moderne[modifier]

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[modifier]

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. A 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 d'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 reconaitre 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 proportionalité 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 de 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 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 de chimiste prussien est d'avoir remarqué le premier la constance des raports 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 donne 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 disparaitre 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 démeure 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, embarrasé, 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, plusles fait 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 créer 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 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[modifier]

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, le poids de l'autre varient suivant des rapports très-simples. Ainsi, l'azote forme avec l'oxygène cinq combinaisons ; si l'on prend des quantités telles que toutes renferment le même poids d'azote, les poids d'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 possèdant 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 atomiste, suivre la série des nombres entiers, puisque ces composés resulteront 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 qui posa = 1. Dans son ouvrage intitulé : Nouveau système de philosophie chimique, et qui parut en 1803, il donna la table suivante :

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

Dans les premières années de ce siècle, les chimistes se servaient à peu près indifféremment des expressions équivalent et poids atomique : la première exprimait le fait expérimental ; la seconde, la cause supposée du fait, l'explication suggérée par le résultat. Du reste, équivalents et poids atomique avaient en réalité la même valeur et représentaient les même 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. 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 gas 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 lesquels 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 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 sont-elles indépendante de sa nature ? Pourquoi cette identité dans les efforts produits par les forces physiques sur tous les 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 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[modifier]

Guidé par la conception générale de Dalton, Berzélius entreprit, le premier, une vaste étude expérimentale de l'ensemble des points 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 d'oxygène qu'il posa = 100 ; celui de l'hydrogène était = 6,24. Ici apparait clairement les 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 d'eau par le symbole Dalton water text.png dans lequel Dalton hydrogen text.png marque 1 atome d'hydrogène et O 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. ÉQUIVALENTS.
  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 801,760 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[modifier]

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 combinent 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, qui 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  1243,0  0,3704 
Platine 0,0314  1215,2  0,3816 
Etain 0,0514  735,3  0,3779 
Bismuth 0,0288  1330,4  0,3835 
Cuivre 0,0949  395,7  0,3755 
Plomb 0,0293  1294,5  0,3793 
Zinc 0,0927  403,2  0,3738 
Nickel 0,1035  369,7  0,3826 
Fer 0,1100  339,2  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 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 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[modifier]

La doctrine atomique de Berzélius, bien qu'appuyée sur les découvertes de Gay-Lussac, du 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 suivants : « Tant que les tables atomiques ont étét formées en partie d'après les lois de Wenzel et de Richter, en partie par des simples tâtonnements, elles ont laissé bien de 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 chime 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, ne sont autre chose que les groupes moléculaires. Si j'en était le maître, j'éffacerais 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 68,6,0 
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[modifier]

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 de 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 Al2/3O et non Al2O3, au sulfate d'alumine Al2/3O3SO3 ou SAl2/3O 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, AgO3/4PhO5 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 notion d'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 Al2/3O3SO3, 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 comme 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 introduit des changements importants. Non-seulement, il dédouble avec Berzélius les équivalents d'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. 
Ammoniac  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  N2O2 = 4 v.   AzO = 2 v. 
Acide hypoazotique  Az2O4 = 4 v.   AzO2 = 2 v. 
Acide azotique  Az2O5,H2O = 4 v.   AzHO3 = 2 v. 
 Az2H2O4 = 4 v. 
Azotates  Az2O5,RO =  »  AzRO3 =  »
 Az2RO4 =  »
Acide sulfurique anhydre  SO3 = 2 v.   SO3 = 2 v. 
Acide sulfurique  SO3,H2O = 4 v.   SH2O4 =  »
 SH2O4 = 4 v. 
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 = 2 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. 
Ether  C4H10O = 2 v.   C4H10O = 2 v. 

En comparant ces deux systèmes de formules, on remarque que les rapports entres les poids atomiques de l'hydrogène, de l'oxygène, de l'azote, du chlore, du carbone étant les mêmes dans les deux notations, les formules des composés qui renferment ces éléments sont nécessairement les mêmes, dans le cas où elles représentent les unes et les autres 2 volumes ; et que les formules de Berzélius sont nécessairement les doubles des formules de Gerhardt, dans le cas où les premières représentent 4 volumes. Ainsi, pour Berzélius, la formule atomique de l'acide azotique est Az2O5,HO2 ou Az2H2O4, c'est-à-dire exactement le double de celle qui emploie Gerhardt, AZHO3. Pourquoi Berzélius employait-il ces formules doubles répondant à 4 volumes de vapeur ? Pourquoi Gerhardt n'a-t-il pas hésité à les dédoubler, afin de ramener tous les composés volatils au même volume ?

C'est qu'ils avaient une conception toute différente des combinaisons qui sépare la chimie dite unitaire de la chimie dite dualistique. D'après Berzélius, les corps composés se forment toujours par addition de leurs éléments, de telle sorte que, dans une combinaison, chacun des composants occupe une place distincte ; toute combinaison est essentiellement binaire, c'est-à-dire renferme toujours deux éléments simples ou composés eux-mêmes, lesquels se sont unis parce qu'ils étaient le siège de forces opposées et tendent par cela même à se neutraliser. Cette manière d'envisager les forces chimiques conduisait naturellement à les rapprocher des force électriques, à les expliquer par les forces électriques ; tel est, en effet, le système de Berzélius : c'est le dualisme, doublé de la théorie électrochimique, sur lequel il s'appuie. On voit maintenant pourquoi Berzélius représentait l'acide azotique par la formule Az2O5,H2O. C'était pour lui une combinaison de seconde ordre, renfermant intégralement tous les éléments de l'acide azotique anhydre d'un côté, et de l'autre tous les éléments de l'eau. Le premier formait l'élément électro-positif, le second l'élément électro-négatif. Dédoubler une telle formule, c'était déranger toute l'économie de son système. Dans la formule simple AzHO3, où était l'eau, où était l'acide azotique anhydre ?

La chimie unitaire a changé tout cela. Pour Gerhardt, aucune combinaison s'accomplit par addition moléculaire ; toutes se font par substitution ; la double décomposition est la forme générale de toutes les métamorphoses chimiques. Ampère avait déjà appliqué cette idée à la combinaison du chlore avec l'hydrogène. Si, disait-il, 2 volumes de chlores, qui représentent 2 atomes, se combinent avec 2 volumes d'hydrogène, qui représentent également 2 atomes, pour former 4 volumes d'acide chlorhydrique, il est évident que 2 volumes de cet acide contiendront 1 volume ou 1 atome de chlore, et les 2 autres volumes l'autre atome de chlore ; et de même pour l'hydrogène. Par conséquent, il y a un échange entre les atomes d'hydrogène et de chlore, c'est-à-dire double décomposition.

HH + ClCl = HCl + HCl

Gerhardt, généralisant cette voie, l'étendit à toutes les combinaisons. Par leur complication moléculaire, les corps simples furent rapprochés des composés, et, comme les corps composés, purent se prêter aux doubles décompositions ; le chlore libre devint le chlorure de chlore (ClCl), l'hydrogène libre de l'hydrure d'hydrogène (HH), le cyanogène libre du cyanure de cyanogène (CyCy) ; le terme molécule prit un sens très-net, distinct de celui du mot atome. Qu'est-ce que latome pour Gerhardt ? C'est la plus petite quantité d'un élément qui puisse exister dans un corps composé comme masse indivisible par les forces chimiques. C'est-ce que la molécule pour Gerhardt ? C'est un groupe datomes formant la plus petite quantité d'un corps simple ou composé qui puisse exister à l'état libre, entrer dans une réaction ou en sortir. Dans toutes les réactions chimiques, ce sont les molécules qui entrent en conflit et échangent leurs atomes à manière à donner naissance à de nouvelles molécules. Lorsque l'hydrogène se combine avec l'eau, il attaque une molécule d'oxygène qui se<dédouble et se convertit en deux molécules d'eau.

OO + 2HH = H2O + H2O

Lorsque l'acide acétique se combine avec l'oxyde d'argent, il y a échange d'éléments entre deux molécules d'acide et une molécule d'oxyde d'argent : de l'eau et de l'acétate d'argent se forment par double décomposition.

2C2H4O2 + Ag2O = 2C2(H3Ag)O2 + H2O

Ainsi, l'acétate d'argent qui, suivant Berzélius, renferme tous les éléments d'une molécule d'argent, renferme, pour Gerhardt, un seul atome d'argent, qui s'est substitué à un seul atome d'hydrogène, dans une molécule d'acide acétique.

Nouveau système de poids atomiques[modifier]

Nous avons vu que Gerhardt, en raison de l'analogie qu'il avait cru reconnaître entre les protoxydes métalliques et l'eau, avait dédoublé les équivalents des métaux pour obtenir leurs poids atomiques. Les recherches récentes de M. Regnault sur la loi de Dulong et Petit, en ramenant l'attention sur l'importance et généralité de cette loi, ont montré que Gerhardt était allé trop loin dans sa réforme et que le dédoublement des équivalents ne devait s'appliquer qu'au potassium, au sodium, à l'argent et au lithium. Ainsi, Gerhardt supposait que les protoxydes métalliques possèdent la composition atomique de l'eau H2O. Les expériences de M. Regnault commandent de restreindre cette supposition aux oxydes des métaux alcalins et à l'oxyde d'argent, dont les formules deviennent K2O (oxyde de potassium), Na2O (oxyde de sodium), Li2O (oxyde de lithium), Ag2O (oxyde d'argent). Les autres oxydes à 1 atome d'oxygène renferment non pas 2 atomes, mais 1 atome de métal, et leur composition doit s'exprimer par la formule générale RO, et non pas R2O. De là un changement notable introduit par les chimistes contemporains dans le système des poids atomiques de Gerhardt. Le tableau suivant permet de comparer les nouveaux poids atomiques avec ceux de Berzélius (rapportés à l'hydrogène) et avec ceux de Gerhardt.

NOMS
des
éléments.
NOUVEAUX
pois
atomiques.
POIDS
atomiques
de
Berzélius.
POIDS
atomiques
de
Gerhardt.
Hydrogène 1,0  1,00  1,00 
Oxygène 16,0  16,00  16,00 
Azote 14,0  14,05  14,00 
Chlore 35,5  35,52  35,5,0 
Brome 80,0  80,09  80,00 
Iode 127,0  127,08  127,00 
Fluor 19,0  18,70  19,00 
Soufre 32,0  32,17  32,00 
Sélénium 79,5  79,37  79,5,0 
Tellure 129,0  128,48  129,00 
Phosphore 31,0  31,41  31,00 
Arsenic 75,0  75,22  75,00 
Carbone 12,0  12,04  12,00 
Bore 11,0  21,82  11,00 
    dont la
1/2 = 10,91
 
Silicium 28,0  44,51   
    dont les
2/3 = 29,66
 
Zirconium 89,6  67,26   
    dont la
4/3 = 89,6
 
Potassium 39,1  78,47  39,00 
Sodium 23,0  46,43  23,00 
Lithium 7,0  13,08  7,00 
Argent 108,0  216,29  108,00 
Barium 137,0  137,06  68,5,0 
Strontium 87,5  87,48  43,75 
Calcium 40,0  40,32  20,00 
Magnésium 24,0  25,34  12,00 
Aluminium 27,0  27,39  13,75 
Manganèse 55,0  55,23  27,5,0 
Chrome 53,5  52,70  26,25 
Uranium 120,0  118,88  60,00 
Fer 56,0  56,17  28,00 
Cobalt 59,0  59,07  29,5,0 
Nickel 59,0  59,19  29,5,0 
Zinc 65,2  65,16  32,6,0 
Cadmium 112,0  111,66  56,00 
Cuivre 63,5  63,39  31,75 
Plomb 207,0  207,47   103,5,0 
Bismuth 210,0  213,20   210,00 
Etain 118,0  117,83  59,00 
Titane 50,0  48,30  25,00 
Tungstène 184,0  190,44  92,00 
Molybdène 96,0  95,53  48,00 
Vanadium 68,6  137,32  »,00 
Antimoine 122,0  129,24  122,00 
Mercure 200,0  200,52  100,00 
Rhodium 104,4  104,48  »,00 
Palladium 106,6  106,64  »,00 
Platine 197,5  197,44  98,5,0 
Iridium 198,0  197,44  98,5,0 
Ruthénium 104,4  »,00  »,00 
Osmium  199,2  199,13  »,00 
Or  197,0   196,98  »,00 

M. Wurtz, auquel nous empruntons ce tableau ainsi que les précédents, a démontré, dans ses Leçons de philosophie chimique, que le nouveau système des poids atomiques est mieux en harmonie que tous les autres avec les diverses données qui servent de critérium pour la déterminations de ces poids (densités des vapeurs, chaleurs spécifiques, isomorphisme).

De l'atomicité[modifier]

L'idée de l'atomicité ou de l'équivalence des atomes est né des développements de la théorie atomique. Contenu en germe dans la loi des proportions multiples, et surtout dans les lois de Gay-Lussac relatives aux rapports volumiques qui président aux corps gazeux, il s'établit peu à peu dans la science lorsque l'idée d'échange atomique, de substitution, de double décomposition eut été pleinement généralisée. C'est surtout les travaux de MM. Wurtz, Kékulé, Odling, etc., qui l'ont introduit. Qu'est-ce que l'atomicité ? C'est la puissance de combinaison, la capacité de saturation, la valeur de substitution que possède un radical simple ou composé. Développons cette définition.

Les chimistes appellent radical tout atome ou tout groupe d'atomes susceptibles soit de se transporter d'un composé dans l'autre par voie de double décomposition, soit d'exister à l'état de liberté et d'entrer directement en combinaison. Si le radical est constitué par un simple atome, on le dit radical simple ; s'il est constitué par un groupe atomique jouant le même rôle qu'un atome simple, on l'appelle radical composé.

Les formules suivants permettent de se faire une idée claire de ce qu'on entend par radicaux :

Acide chlor-
hydrique.
  Hydrate
de potasse.
  Chlorure
de potassium.
  Eau.
H
Cl
+ K
H
O = K
Cl
+ H
H
O

Les atomes H, Cl et K sont des radicaux simples parce qu'ils sont transportés d'un composé dans l'autre par voie de double décomposition, et qu'ils ne renferment chacun qu'un seul atome. Le résidu HO de la molécule de potasse, s'étant également transporté de la même manière, doit être appelé radical composé, bien qu'il ne soit point isolable.

Il faut noter maintenant la synonymie des expressions puissance de combinaison, capacité de saturation, valeur de substitution, par lesquels nous définissons l'atomicité. Ces expressions nous éloignent singulièrement du dualisme et de la théorie électro-chimique. Se combiner avec un atome, ou s'y substituer, est, pour les chimistes unitaires, chose absolument semblable. «&nbsp:Tout corps stable, dit M. Naquet, peut être considéré comme un édifice moléculaire en équilibre. Or, dans une molécule, chaque atome représente représentant une force, il afut absolument, pour qu'il ya it équilibre, que la résultante des forces provenant de tous les autres atomes lui soit égale et contraire. Si nous considérons la molécule d'alcool C2H6O, nous ne pouvons pas en concevoir l'équilibre qu'à la condition que la force représentée par un des 9 atomes qui la constituent soit exactement équilibrée par la résultante des forces représentées par les 8 autres atomes. Ainsi, C2H6 doit représenter la même force que O ; C2H5O la même force que H ; C la même force que CH6O. »

Déterminer l'atomicité d'un corps, c'est déterminer la plus grande puissance de combinaison de ce corps, c'est-à-dire le nombre maximum d'atomes avec lesquels il peut se combiner ou auxquels il peut se substituer. 1 atome de chlore se combine avec 1 seul atome d'hydrogène ; 1 atome d'oxygène avec 2 atomes d'hydrogène ; 1 atome de bore avec 3 atomes de chlore ; 1 atome de carbone avec 4 atomes d'hydrogène ou de chlore ; 1 atome de phosphore avec 5 atomes de chlore : nous disons que le chlore est monoatomique, l'oxygène biatomique, le bore triatomique, le carbone tétratomique, le phosphore pentatomique. Pour trouver l'atomicité d'un radical simple ou composé, il faut toujours le rapporter à un radical monoatomique, tel qu'hydrogène, chlore, brome, iode, etc. On ne saurait déduire l'atomicité d'aucun radical de l'étude des combinaisons qu'il forme avec les radicaux polyatomiques, car ceux ci ont la propriété de s'accumuler indéfiniment dans les molécules. M. Kékulé explique et représente cette accumulation toujours possible d'une manière très-ingénieuse.

Soit, par exemple, un atome biatomique. M. Kékulé le représente par le symbole Kekule biatomic radical.png, qui indique deux centres d'attraction distincts, deux unités de force chimique, deux points d'attache de l'affinité. Il est clair que si à chacun de ces centres d'attraction, de ces points d'attache, vient s'adapter un atome monoatomique, l'atome biatomique sera saturé et incapable de se combiner avec quelque autre corps que ce soit ; la molécule résultante aura la forme Kekule biatomic radical saturated.png. Mais si cet atome se combine par chacun de ses centres attractifs avec un des centres attractifs d'un autre atome biatomique comme lui, la molecule prend la forme Fichier:Kekule biatomic radical 3-chain.png où l'on voit qu'il reste en a et b deux centres attractifs non saturés. On pourrait ensuite avoir la forme Kekule biatomic radical 5-chain.png et ainsi de suite, jusqu'à ce que deux atomes monoatomiques soient venus compléter, et, selon l'expression de M. Kékulé, fermer la molécule en lui donnant la forme Kekule biatomic radical 3-chain saturated.png ou Kekule biatomic radical 5-chain saturated.png.

Ainsi, les combinaisons avec des radicaux polyatomiques ne donnent aucune indication sur l'atomicité, et c'est toujours aux combinaisons avec les radicaux monoatomiques qu'il faut avoir recours pour déterminer cette dernière.

L'atomicité des radicaux s'exprime, dans la notation, en surmontant les symboles qui les représentent d'un certain nombre d'apostrophes. Pour rendre la lecture plus facile, on met ordinairement les chiffres romains IV, V, VI, etc., au lieu de 4, 5 apostrophes, etc. Quand le radical est monoatomique, on ne met aucun signe ; ainsi

Cl, O", B'", CIV, PV

signifient chlore monoatomique, oxygène biatomique, bore triatomique, carbone tétratomique, phosphore pentatomique.

L'atomicité joue un grand rôle dans les spéculations chimiques ; elle permet d'établir des rapprochements très-curieux et souvent très-inattendus entre les radicaux organiques et les radicaux minéraux composés ou simples ; en nous rélévant la véritable cause de la complexité moléculaire des combinaisons du carbone, en nous montrant que cette complexité n'a rien de spécial, d'exceptionnel, elle supprime la barrière qui séparait la chimie organique de la chimie minérale ; elle fournit, pour les coprs simples et pour les corps composés, des éléments de classification dont l'importance ne saurait être méconnue ; elle nous rend compte des analogies d'après lesquelles M. Dumas avait distribué les métalloïdes en familles naturelles, et permet d'établir de pareils groupes parmi les métaux. V. CORPS, MÉTALLOÏDE, MÉTAL.

Les atomes considérés au point de vue de la physique générale et de la critique philosophique[modifier]

« L'idée fondamentale, dans la doctrine de Démocrite, d'Epicure et de Lucrèce, dit M. Gournot, celle qui consiste à tout expliquer dans les phénomènes du monde matériel par des combinaisons passagères d'atomes indestructibles et inaltérables, est encore l'idée qui regne dans la physique moderne, et sous l'empire de laquelle la science va s'organisant et se développant. Aucune des idées que l'antiquité nous a transmises n'a eu une plus grande, ni même une pareille fortune. Il faut que les inventeurs de la doctrine atomistique soient tombés de prime abord, ou sur la clef même des phénomènes naturels, ou sur une conception que la constitution de l'esprit humain lui suggère inévitablement dans les efforts qu'il fait pour saisir les principes de la nature. » Descartes, nous l'avons vu, concevait la matière comme un tout continu. Avec Newton, l'idée du vide et de l'action à distance s'établit dans la physique ; l'action à distance expliquait les grands phénomènes cosmiques, il était naturel d'étendre cette explication à tous les phénomènes. Par l'étude de la porosité, de l'élasticité, du son, de la chaleur, des trois états, solide, liquide et gazeux, la physique était conduite aux forces moléculaires ; elle marchait à la rencontre de la chimie ; aussi l'hypothèse de Dalton trouva-t-elle dans les esprits un terrain bien préparé. De tous les faits nouveaux, de toutes les connaissances acquises, une conception nouvelle de la matière devait se dégager avec l'hypothèse de Dalton pour base. Cette conception fut formulée par Ampère.

Ampère admet trois modes de division des corps : division mécanique, division physique, division chimique, et, par la même, trois ordres de fragments matériels : les particules, mécaniquement indivisible, et dont l'état physique ne diffère pas de celui des corps qu'elles forment ; les molécules, qui sont les vrais composants des particules et qui, à distances variables entre elles, affectent divers états d'équilibre auxquels correspondent les états physiques des corps, et, bien que plus ou moins composées elles-même, ne souffrent pourtant pas de division de la part des forces physiques ; enfin, les atomes, qui forment les molécules en se groupant et en se disposant, par des forces propres, en différentes figures polyédriques dont ils occupent les sommets. Les particules sont divisibles par les seules forces physiques ; les molécules, par les seules forces chimiques ; les atomes sont indivisibles mécaniquement, physiquement et chimiquement. Les atomes ne sont pas juxtaposés de manière qu'il y ait contact entre eux ; ils sont maintenus à certaines distances par des forces dont les unes sont attractives et les autres répulsives ; il en est de même pour le molécules. Nous pouvons nous représenter cette matière discontinue en réalité, bien que continue en apparence, en jetant les yeux sur ce qu'on appelle des nébuleuses résolubles. Ces nébuleuses se présentent au ciel comme des simples lueurs uniformément étendues, et sont, en réalité, composées d'une infinité de points divers peu éloignés les uns des autres, et qu'on n'aperçoit qu'à l'aide d'un instrument suffisamment puissant.

Si nous voulons approfondir cette conception de la matière discontinue, nous sommes conduits à nous demander ce qu'il faut entendre par l'indivisibilité de latome. Cette indivisibilité doit-elle être considérée comme absolue ou comme simplement relative aux forces de la nature ? La plupart des physiciens et des chimistes s'arrêtent, dans leurs speculations, à l'indivisibilité relative ; l'esprit positif leur défend d'aller au delà ; ce serait, disent les uns, vouloir pénétrer l'essence des choses, entrer dans la région des questions métaphysiques, c'est-à-dire inaccessibles. N'est-ce pas sur la divisibilité de la matière que porte la deuxième antinomie de Kant ? Les autres distinguent la divisibilité mathémathique et la divisibilité physique et chimique. On ne peut prétendre, disent-ils, que les atomes ne soient pas doués d'étendue. Si, avec des microscopes plus parfaits, on finissait par les apercevoir, on verrait des corpuscules analogues aux corps que nous connaissons, seulement plus petits ; mais ils jouiraient de toutes les propriétés de la matière. Or, toute étendue, par sa définition, suppose la divisibilité. Latome est étendu, donc il est divisible mathémathiquement ; mais cette division, qui peut être conçue, ne peut être effectuée ; une force de la nature s'y opposent. Il y a là, entre concevoir la divisibilité et réaliser la division, une grande différence. Un exemple le fera comprendre : tous les corps s'attirent les uns les autres, d'après la loi de Newton ; il n'en est aucun qui ne soit soumis à la gravitation, et cependant nous concevons très-bien qu'il pourrait exister des corps qui ne s'attireraient pas. L'indivisibilité des atomes est, comme l'attraction universelle, une loi qui pourrait ne pas exister. Cela ne serait cas absurde en soi ; seulement la nature serait constituée autrement qu'elle ne l'est, et la matière serait autre chose que ce que nous entendons par ce mot.

Mais, répond une raison moins facile à satisfaire, vous imaginez l'atome semblable aux corps que nous connaissons ; à merveille ! A cela l'on n'a rien à dire, si c'est là simplement un moyen de fixer les idées ; vous voulez que les derniers éléments metériels possèdent les deux attributs de la matière que vous jugez fondamentaux, l'étendue et l'impénétrabilité ; reste à savoir quelle est la valeur réelle de ces attributs, s'ils ne s'évanouissent pas à l'analyse, et si, cette image de latome étant donnée, on ne doit pas en séparer, en abstraire la véritable idée. Vos atomes étendus sont-ils solides, liquides ou gazeux ? Il faut, bon gré, mal gré, choisir entre ces trois états. Ils sont solides, répondez-vous. Pourquoi solides ? Cette préférence que vous accordez à la dureté sur la fluidité, ce penchant que vous avez à imaginer latome comme une miniature de corps solide plutôt que comme une masse fluide du même ordre de petitesse, ne repose en définitive que sur les préjugés d'éducation, tenant à nos habitudes et aux conditions de notre vie animale ; car, vous savez très-bien que, dans les corps que tombent sous nos sens, la solidité et la rigidité, comme la flexibilité, la mollesse ou la fluidité, sont autant de phénomènes très-complexes que nous tâchons d'expliquer de notre mieux à l'aide d'hypothèses sur la loi des forces qui maintiennent les molécules primordiales à distance, et sur l'étendue de leur sphère d'activité comparée au nombre de molécules comprises dans cette sphère et aux distances qui les séparent.

Que dire de l'impénétrabilité de l'atome ? Le mot impénétrabilité avait un sens pour les anciens atomistes : c'était le plein parfait, la solidité absolue, c'est-à-dire ce qui impliquait impossibilité de division. Mais dans l'hypothèse à laquelle les physiciens modernes sont conduits, dans l'hypothèse des atomes maintenus à distance les uns des autres, même à des distances relativement très-grandes, par des forces répulsives, l'impénétrabilité, cette prétendue qualité fondamentale de la matière, devient un qualité inutile, c'est-à-dire qui ne peut jamais entrer en action, qui n'intervient dans l'explication d'aucun phénomène ; ou plutôt l'idée même de l'impénétrabilité se confond avec l'idée de ces forces répulsives.

Que reste-t-il de la matière, de latome ainsi dépouillé des classiques attributs que l'imagination lui confère, l'étendue et l'impénétrabilité ? Il reste la force : voilà latome qui se convertit en monade, l'atomisme qui se transforme en dynamisme. (V. MONADE.) C'est précisement la conclusion à laquelle arrivent la physique mathématique et la critique philosophique. La continuité et l'étendue, disent-elles d'un commun accord, ne sont qu'une illusion ; elles sont étrangères et même contraires aux explications qu'on a pu donner des phénomènes physico-chimiques ; l'idée de la matière discontinue doit être poussée jusqu'à son extrémité logique ; l'indivisibilité des atomes doit être considérée comme absolue ; elle doit être entendue en ce sens, que toute division tombe nécessairement dans leurs interstices ; les atomes ne sont que des points mathématiques, centres de forces attractive et répulsives ; les molécules intégrantes des corps, que des espèces de constellations formées de ces centres d'action en présence les uns des autres. (V. MATIÈRE.)