CHAPITRE III

THÉORIES GHIMiaUES

Loi des proportions définies. — Loi des volumes. — Nombres proportionnels, équivalents. — Théorie atomique. — Hypothèse d'Avogadro et d'Ampère. — Poids moléculaires. — Poids atomiques.

40. Loi des proportions définies. — Quel que soit le procédé employé, analytique ou synthétique, pour déterminer la composition de l'eau, nous constatons que l'eau renferme une partie d'hydrogène et huit parties d'oxygène. Nous ne pouvons pas faire qu'elle renferme une plus grande quantité de l'un ou de l'autre de ces éléments.

Quand nous combinons l'hydrogène et l'oxygène dans Teudiomètre et que nous mettons l'un d'eux en excès, nous retrouvons cet excès après que la combinaison s'est opérée.

D'après ce fait et d'après l'analyse de tous les corps connus, on a formulé cette loi fondamentale de la chimie :

Les corps se combinent en proportions définies, loi qu'on exprime encore en disant :

Les rapports pondéraux suivant lesquels les corps se combinent sont invariables pour chaque combinaison.

Les notions sur lesquelles est fondée cette loi ont com-

mencé à s'introduire dans la science après les belles recherches de Richter sur la composition des sels. Néanmoins la loi des proportions définies n'a été établie et adoptée qu'au commencement du siècle, grâce aux travaux du chimiste français Proust, et contrairement à l'opinion de Berthollet, qui, se fondant sur des résultats analytiques défectueux, croyait que les corps peuvent se combiner en proportions variables pour donner un même composé.

41. Loi des volumes. — Si nous considérons non les rapports pondéraux, mais lea rapports de volume, nous voyons que dans l'eau 2 volumes d'hydrogène, 1 volume d'oxygène se combinent pour donner 2 volumes de vapeur d'eau ; les volumes constituants et les volumes constitués sont les uns et les autres dans des rapports simples. Ces rapports simples s'observent dans un grand nombre de combinaisons. Gay-Lussac, qui les a signalés le premier, a établi les lois connues sous le nom de lois des volumes ou lois de Gay- Lussac:

1° Les volumes des gaz ou des vapeurs qui se combinent sont entre eux dans des rapports simples,

2° Le volume d'un gaz composé ou de la vapeur d'un corps composé est toujours dans un rapport simple avec les volumes des gaz ou des vapeurs qui les constituent.

A l'appui de ces lois, citons les exemples suivants :

1 vol. hydrogène et 1 vol. chlore donnent. 2 vol. acide chlorhyd.

1 vol. oxygène et 2 vol. hydrogène 2 vol. vapeur d'eau.

1 vol. hydrogène et 3 vol. azote 2 vol. gaz ammoniac.

42. Lorsqu'un composé binaire est décomposé par un courant électrique, l'un des éléments (électronégatif) se rend au pôle positif, tandis que l'autre

(électro-positif) se rend au pi>Ie négatif- ï'Qur règle de nomenclature, on a. admis qu'on désignerait ies composés binaires en nommant le premier le corps électronégatif : l'eau est donc l'oxyde d'hydrogène. Comme on a découvert une seconde combinaison d'hydrogène et d'oxygène renfermant plus d'oxygène que l'eau, on a désigné celte dernière sous le nom de protoxijde d'hydrogène.

Ce nom nous indique simplement quels éléments renferme l'eau; nous pourrions â la rigueur avoir une écriture plus abrégée, en représentant l'hydrogène par la lettre U, l'oxygène par la lettre 0 ; mais, si.ces symboles ne devaient rappeler que des noms, noua ne serions guère plus avancés.

De même, quand nous représentons la préparation de l'hydrogène par l'équation

Acide cfalorli.viirLiiiie

nous indiquons simplement le fait de la décomposition, mais nous ne disons rien de la quantité de zinc qui entre en réaction, de la quantité d'hydrogène mis en liberté, etc.

U nous faut donc trouver un mode abrégé de représentation qui nous fasse connaître la nature des corps réagissants, le poids et le volume suivant lesquels ils réagissent. Ce, mode abrégé de représentation nous est lourni par l'emploi des symboles et des formules.

THÉORIES CiilMlQDKS

ti. Nombres praportionaels, équivalents. — Si nous déterminons par l'analyse les poids des corps

qui se combinent à un poids donné d'un même élément, par exemple à 8 d'oxygène, nous constatons que ces poids représentent également les rapports pondéraux suivant lesquels ces corps se combinent entre eux.

Par exemple :

L'oxyde de potassium renferme. 8 oxygène, 39 potassium.

L'eau 8 oxygène, 1 hydrogène.

Le gaz hypochloreux 8 oxygène, 35,5 chlore.

L'oxyde de calcium 8 oxygène, 20 calcium.

et si l'on examine les combinaisons que forme le chlore avec l'hydrogène, le potassium, le calcium, on trouve que :

Le chlorure de calcium renferme. 35,5 chlore, 20 calcium.

Le chlorure de potassium 35,5 chlore, 39 potassium.

L'acide chlorhydrique 35,5 chlore, 1 hydrogène.

Par conséquent, les quantités de 35,5 de chlore et de 39 de potassium, qui s'unissent à 8 d'oxygène, se combinent entre elles dans les mêmes rapports pour fournir du chlorure de potassium.

Les chiffres 35,5 du chlore, 39 du potassium, 4 de l'hydrogène, 20 du calcium, représentent donc les proportions suivant lesquelles les corps se combinent; on les appelle nombres proportionnels.

Mais si l'on considère qu'on peut combiner avec 8 d'oxygène

39 de potassium, 23 de sodium, 20 de calcium, 32,5 de zinc, etc.,

on en conclut que ces quantités s'équivalent entre elles, puisqu'elles s'unissent à un même poids d'oxy-

gène. De môme, 35,5 de chlore et 8 d'oxygène, qui peu-1 vent se remplacer dans leurs combinaisons avec le» J métaux, s'équivalent entre elles; de là, en généralisant j h tort ces exemples, on a appelé les nombres propor- 1 tioanels l'apportés à 8 d'oxygène, équivalmits. 1

44. Voyons maintenant quel usage nous. pouvonsJ faire des nombres proportionnels pour représenter les 1 réactions. Plus tard, je dirai en quelques mots pour- I quoi l'expression d'équivalents est mal choisie e( va au ■ I delà de l' expérimentation. i

Si l'on représente les corps simples par l'initiale de | leur nom français ou de leur nom latin, et qu'à chacun I de ces symboles on assigne le nombre proportionnel donné par l'analyse des corps oxygénés, nous aérons en possession d'un système d'écriture chimique qui nous permettra de représenter les corps par une courte formule.

L'hydrogène étant représenté par la lettre H avec le^ nombre proportionnel i et l'oxygène par la lettre 0 avec 1 ' le nombre proportionnel 8, on écrira l'eau HO, et l'on I ' verra que l'eau est composée de 1 partie d'hydrogène 1 et de 8 parties d'oxygène. De même si nous voulons formuler la décomposition de l'eau par le sodium Na, dont Iimbre pruporlionnel est 23, l'équation "' i^uuTis indique que 23 parties de sodium décomposent! 9 parties d'eau, fixent 8 d'oxygène et mettent en liberté/ i partie d'hydrogène.

Les rapports pondéraux suivant lesquels s'accomplit la réaction sont donc exactement indiqués; mais ces formules ne nous disent rien des rapports de volumes. Nous ne sa\'ons pas avec la formule HO que

= NaO + i[

60l chimie inorganique élémentaire

l'eau renferme 2 volumes d'hydrogène et 4 volume d'oxygène condensés en 2 volumes de vapeur d'eau. Les nombres proportionnels déterminés par la simple analyse laissent donc entièrement dans l'ombre tout ce qui a trait à la composition volumétrique des corps : et dans la formule HO, si 0 représente 4 volume d'oxygène, le nombre proportionnel de l'hydrogène H correspond à 2 volumes de ce gaz.

De plus, en déterminant les nombres proportionnels d'après l'analyse des composés oxygénés, nous n'avons aucune règle qui nous fasse connadtre le nombre à choisir, lorsqu'un même corps se combine en diverses proportions avec Toxygène. Tel est le cuivre, qui fournit deux combinaisons, renfermant l'une 8 d'oxygène et 63,5 de cuivre, l'autre 8 d'oxygène et 31,75 de cuivre.

Enfin il n'est pas général, lorsque 2 corps se combinent avec un troisième, qu'ils se combinent entre eux suivant les mêmes proportions. Ainsi nous avons

Dans le protoxydc d'azote... 8 d'oxygène, 14 d'azote. Dans l'eau 8 d'oxygène, 1 d'hydrogène.

Il semblerait donc, si la notion des équivalents était exacte, que 44 d'azote devraient s'unir à 4 d'hydrogène. L'expérience montre qu'il n'en est pas ainsi ; 44 d'azote se combinent avec 3 d'hydrogène et non avec 4 d'hydrogène; 44 d'azote ne sont donc pas l'équivalent de 8 d'oxygène, puisque 8 d'oxygène saturent 4 d'hydrogène et que 44 d azote en fixent trois.

45. Sans rappeler toutes les autres critiques qu'on est en droit d'adresser à la notation des équivalents, il nous est permis de dire que ces nombres proportionnels souvent arbitrairement choisis n'ont que l'avantage d'indiquer des rapports pondéraux, qu'ils ne

Hèonent pas compte des rapports en volumes, qu'aS prenant le nom d'équivalents ils donnent une idâfl inexacte de la nature des combinaisons, etc. ■

Ces inconvénients et bien d'autres de la notation en équivalents font préférer aujourd'hui, par la grande majorité des chimistes, les nombres proportionnels.auxquels conduit la théorie atomique. J

Dans cette théorie, où nous avons à considérer Ufl structure intime de la matière, nous avons non seule<9 ment h invoquer les lois rigoureuses de nombre, maÏM encore nous aurons à admettre des hypothèses, hypo-S thèses, il est vrai, qui ont presque l'évidence d'une loi. 1

46. Théorie atomique. —On admet tout d'abord que ' la matière n'est pas divisible h l'infini, qu'elle est com-| posée de particules extrêmement petites, insécables, indivisibles par les agents physiques, particules séparées les unes des autres par des lacunes et animées de mouvements comme le sont les astres dans l'univers : ^ & ces particules on donne le nom de molécules. CetteitJ hypothèse nous vient des Grecs ; elle s'appuie sur lai divisibilité de la matière, sur les changements dâfl volume que' subissent les corps suivant la variatioQll de température ou de pression, etc. Nous devons sup-H poser que celte hypothèse est démontrée ; elle est ui^ des points de départ de la théorie atomique. I

Que nous puassions la division d'un corps composât! à un point esttrâme, aussi loin que notre imagination'! peut aller, il est évident que la dernière particule, la I molécule, sera elle-même composée et présentera la, I même composition que la substance dont elle faifl partie. Arrivés â cette particule indivisible par leaM ngonts physiques, nous trouvons que cette particule! fi9t composée, et nous ne pourrons en séparer les élé>il ^■ntts qu'en détruisant k molécule elle-même. ^\as>î:|

^^B. ÛltlHAL'X. — IJUIMIE I.SORU. k M

la molécule de l'eau est, comme la totalité de l'eau, composée d'hydrogène et d'oxygène.

Gomme nous ignorons et que nous ne pouvons savoir combien, dans un poids donné d'un corps, il existe de ces particules ou molécules indivisibles, il est impossible de déterminer le poids absolu d'une molécule, ce qui du reste aurait peu d'intérêt, si nous ne considérions que cette molécule. Ce qu'il nous importe de connaître, ce sont les rapports de poids des molécules des différents corps. Si nous représentons, par exemple, le poids de la molécule de l'hydrogène par le chiffre 2, par quel chiffre faudra-t-il représenter le poids de la molécule de l'oxygène, celui de la molécule d'eau?

Ces poids relatifs des molécules entre elles, rapportés à une unité de convention, sont ce qu'on appelle les poids moléculaires. Gomment arriver à déterminer ces relations de poids ?

47. Poids moléculaires. — Hypothèse d'Avogadro, — Ici nous avons recours à une hypothèse tellement probable qu'elle semble presque démontrée. Elle est fondée sur les propriétés des gaz.

Tous les gaz sous des pressions identiques et dans les mêmes conditions de température se dilatent ou se contractent d'une même quantité, quelle que soit leur densité, quelle que soit leur nature.

Il y a donc lieu de supposer que ces effets constants sont dus à ce que le gaz, sous le même volume, dans les mêmes conditions de température et de pression, renferment le même nombre de particules indivisibles^ de molécules.

Telle est l'hypothèse qui fut émise en 4814 par un chimiste italien, Avogadro, et qui, reprise par Ampère en 4844, est aussi connue sous le nom de ce dernier.

L'hypoUièse d'Avogadro est des plus fécondes; tous permet de résoudre le problème que noua r posions pluB haut, la relation des poids des moléculesJ

En elVet :

Si les gaz renferment sous le même volume le mêni«] Dombre de molécules, il est évident que les poids 1 relatife de ces gaz. c'est-à-dire leurs densités, reppé* ' sentent les poids relatifs des molécules. Qu'un litre dô J gaz renferme une seule molécule ou des milliards dsi molécules, les rapports seront identiques.

Ainsi le poids d'un volume d'hydrogène, c'est-à-dir( sa densité rapportée h la densité de l'air prise pou] anité, est repré.senté par le chiifre 0,0693. Le poidS-l d'un même volume d'oxygène est de 1,4056, Du mo-'J ment que l'un et l'auti'e renferment le même nombra" de molécules, le poids de celles-ci est dans le raêmeS rapport de 0,0693 â 1,1056. Or ce rapport est sensible^ pt de 1 à -16, car

1 résulte donc que la inolécule de l'oxygène pèse

fois plus que la molécule de l'hydrogène. De

lUe, la densité de la vapeur d'eau étant de 0,622, ona

1 conclut que la molécule de l'eau est neuf fois 1

S pes^ite que la molécule de l'hydrogène.

, Pour établir les poids relatifs des molécules des' 1

. devons considérer ces corps a l'état I

:, puisque c'est le seul état oii ils renferment le.J

[06 nombre de molécules et oii par suite ils si

ibles. Mais il nous faut rapporter ces poids Itf 6inème unité de convention. Le gax que nous choisissons est le piu.'ï léger de tous, le gaz liYdtogeïve, (^

c'est à un même volume d'hydrogène que nou^ comparons les volumes des autres gaz pour établir les poids relatifs des molécules.

Si nous prenions pour unité de comparaison 4 volume d'hydrogène, c'est-à-dire si nous faisions Je poids de la molécule de l'hydrogène égal à un, nous dirions : Un volume d'hydrogène pesant 1, et le même volume de vapeur d'eau pesant 9 fois plus, les gaz renfermant le même nombre de molécules sous le même volume, le poids de la molécule d'eau sera égal à 9.

Mais, comme il ne s'agit que d'une mesure de convention, que nous représentions cette mesure, cette unité de comparaison par les chiffres 2^ 4, 6 ou 8, les rapports seront toujours les mêmes. Il nous importe seulement de prendre le chiffre le plus simple, en ayant soin, pour la commodité du langage et du calcul, d'éviter les nombres fractionnaires. Guidés par ces vues, les chimistes ont adopté le chiffre de 2 volumes d'hydrogène pour terme de comparaison des autres corps gazeux; c'est dire qu'ils ont fait le poids moléculaire de l'hydrogène égal à 2 et ont rapporté le poids des autres molécules à ce poids moléculaire.

Toutes les fois qu'on dit que la formule d'un corps représente deux volumes de vapeur, on veut dire que le poids de la molécule est rapporté au poids moléculaire 2 de l'hydrogène.

Reprenons l'exemple de l'eau, pour jeter plus de lumière sur ce que ces notions ont d'obscur et d'abstrait.

En faisant le volume de l'hydrogène égal à 4, deux volumes égalent 2. La vapeur d'eau pesant neuf fois plus que l'hydrogène, si 2 volumes d'hydrogène pèsent 2, deux volumes de vapeur d'eau pèsent 48; le poids moléculaire de l'eau est donc 48.

hr cet exemple, nous voyons que, pour avoir le ps moléculaire d'un corps, il suffit de connaître sa i isité ft l'état de gaz par rapport à l'hydrogène et de ( multiplier cette densité par 2. En d'autres termes, les'' poids moléculaires sont représentés par les mêmes ' chiffres que le double des densités prises par rapport àj l'hydrogène.

Il est facile de déterminer la densité des gaz ou dei vapeurs par rapport h. l'hydrogène pris pour unitéj quand elle a été déterminée par rapport à l'air une simple proportion à établir.

La densité de la vapeur d'eau est 0,6'22 par rapport à l'air ; celle de l'hydrogène, 0,0693 rapportée à la raémflil unité. La relation de ces deux densités est donc donnée par la proportion suivante, où dans le second terme^ nous faisons la densité de l'hydrogène égale à l'unité :

Nous obtenons la densité de vapeur d'un corps par rapport à l'hydrogène en divisant par 0,0693 (densité de l'hydrogène) la densité de ce corps par rapport à. l'air. Dans l'exemple précédent, a: = 9, et, comme le» g poids moléculaires sont les doubles des densités gazeuses par rapport à l'hydrogène, nous n'avons qu'à multiplier par 2 le chiffre 9 pour obtenir le poids molécu-, J laire de l'eau égal à 18 et comparé à un même volume J igène que nous avons représenté par 2, 1 poids moléculaire de l'eau étant 18, nous avons 1 hation

66 CHIMIE INORGANIQUE ÉLÉMENTÂIRB

remplaçons 18 par le signe PM, poids moléculaire, et la densité de la vapeur d'eau par le signe DV, qui représentera les densités gazeuses prises par rapport à l'air, l'équation précédente devient

formule générale qui nous permet de calculer le poids moléculaire d'un corps au moyen de sa densité de vapeur.

49. On peut transformer autrement une densité prise par rapport à l'air en densité rapportée à l'hydrogène, et arriver à une formule plus simple pour calculer les poids moléculaires.

L'hydrogène est 44,44 fois plus léger que l'air, ou il est à l'air comme 4 est à 44,44. Par conséquent, toutes les densités prises par rapport à l'air sont représentées par un chiffre 44,44 fois plus faible qu'il ne serait si elles étaient rapportées à l'hydrogène; donc, pour les rapporter à l'hydrogène, on doit les multiplier par 44,44.

Ainsi le chiffre 0,622, densité de la vapeur d'eau par rapport à l'air, doit être multiplié par 44,44 pour être rapporté à l'hydrogène :

9 est la densité de la vapeur d'eau par rapport à l'hydrogène.

Gomme nous avons vu que les poids moléculaires sont donnés par le double des densités rapportées à l'hydrogène, on obtiendra le poids moléculaire de l'eau en multipliant 9 par 2, c'est-à-dire par l'équation :

^ËOHIE ATOMIQUE B cette formule, où 18 est le poids moléculaire de n%au, nous déduisnns une formule générale dans laquelle PM étant le pnids moléculaire, DV la densité prise par rapport à l'air, nous avons

PM = liv X u,4i X a, ou ce qui revient au nit'iue, 28,88 étant le double de

De tout oflci, il résulte que : Pour déterminer le poids moléculaire d'un corps, on n'a qu'à multipUer sa densité yazeuse par le chiffre 38,88. Les raisonnements précédents indiquent comment un arrive à. cette i formule.

50, Poids moléculaire des corps non volatils, — Pour déterminer les poids moléculaires des corps non volatils, c'est-à-dire des corps qu'où ne peut réduire en vapeurs, parce qu'ils se détruisent à une températm'e supérieure à leur point de vaporisation, on a dû pendant longtemps avoir recours aux analogies chimiques. Ainsi soit à déterminer le poids moléculaire de l'acide chlorique qui n'est pas volatil et que la chaleur décompose iacUement. L'analyse du chlorate de potasse montre que le chlore, l'oxygène, le potassium, sont dans les rapports de n5,5 de chlore, 48 ou 3 X 16 d'oïygène, et 39 de potassium, c'est-à-dire 1 atome de chlore, 3 atomes d'oxygène et i atome de potassium. Le. symbole de potassium étant K, la formule la plus simple du chlorate de potassium serait ClO^K, et par suite, comme les sels repœsentenl les acides dont l'hy-

fog^ne est remplacé par un métal, la formule de a chlorique serait CJO'IJ. Mais on est ei\ i\tt)A 4.a

se demander si la molécule de l'acide chlorique n'est pas représentée par la formule double C1*0®K'.

Supposons un instant qu'il en soit ainsi; si l'acide chlorique a pour formule Gl^O^H*, il aura 2 atomes d'hydrogène remplaçables par le potassium, et le remplacement d'un seul atome d'hydrogène devra donner un sel acide G1-0®KH; pour l'obtenir, nous devrons donc mettre en présence une quantité d'acide chlorique représentée par la formule Gl'O^H*, et une molécule de potasse KHO ; on aurait alors :

C1206H2 + KHO = Cl«06 <(g + H20.

Mais si l'on fait l'expérience, on constate qu'on obtient un sel neutre de potassium et qu'il reste de l'acide chlorique en excès :

2C103H + KHO = C103K + ClO^H + H20.

L'acide chlorique ne donne donc qu'un sel de potassium qui a pour formule GIO^K, et par suite l'acide chlorique renferme GIO^H.

54. Loi de Raoult, — M. Raoult, professeur à la Faculté des sciences de Grenoble, vient de découvrir une loi qui permet de fixer le poids moléculaire des corps non volatils, et qui doit, à juste raison, porter le nom de loi de Raoult. Elle est basée sur l'abaissement du point de congélation des solutions, abaissement qui est en rapport avec le poids moléculaire des corps dissous.

Quand on dissout dans l'eau une substance organique dans les proportions de 4 gramme de la matière pour 100 grammes d'eau, on observe que le point de congélation de l'eau est retardé d'une certaine quantité ;

THÉORIE ATOMIQUE ces relards varient dans les rapports de ■! à 2(). Mais si l'on mulliplie les chiffres qui repréaenteot l'abaissement du point de température de congélation de l'eau par les puids moléculaires des corps dissous, on arrive h un nombre qui est à peu près le même et qui est voisin de 19; on peut donc dire que les molécules des différentes matières organiques dissoutes dans une mèmû quantité d'eau amènent sensiblement le même relard dans son point de congélation, ou, ce qui revient au même, que le retard du point de congélation de l'eau est inversement proportionnel aux poids molécu' laires.

C étant le retard apporté dans la congélation d'une solution aqueuse quelconque, et PM le poids moléculaire, IQ représeiite l'abaissement moléculaire :

Ce qui permet, en connaissant le retard apporté dans la congélation d'une solution aqueuse qui renferme \ gramme d'une matière organique pour dOO grammes d'eau, de déterminer son poids moléculaire, car de

1 On peut ne pas s'astreindre à dissoudre 1 gramme de la matière dans 100 grammes d'eau; quelquefois on est obligé d'en dissoudre plus pour avoir un retard du point de congélation plus facilement appréciable ; on a alors recours à la formule suivante, dans laquelle q est le poids de la substance dissoute, p le poids de l'eau :

Le chiffre 49 est égal pour toutes les substances organiques, excepté pour les ammoniums; c'est également le même chiffre qu'on observe pour les acides faibles et les bases faibles de nature minérale, mais il est de 35 à 40 pour les sels alcalins à acide monobasique, les acides chlorhydrique, azotique, sulfurique, la potasse, etc.

Beaucoup de corps étant insolubles dans l'eau, M. Raoult a étudié le retard du point de congélation de la benzine et de l'acide acétique cristallisable.

Avec l'acide acétique cristallisable, l'abaissement moléculaire est de 39 pour tous les corps, excepté pour trois : l'acide sulfurique, l'acide chlorhydrique, l'acide acétique, où il est de moitié. Pour déterminer le poids moléculaire d'un corps d'après l'abaissement du point de congélation de l'acide acétique cristallisable, où il est dissous, on a

100 X q PM = 39 X -^.

Avec la benzine, il y a des abaissements moléculaires : Tun est de 25 et appartient seulement aux acides et aux alcools; l'autre, plus général, appartient à toutes les autres matières organiques : par conséquent, quand on emploie la benzine comme dissolvant, et que le corps n'est ni un acide ni un alcool, on a son poids moléculaire par la formule :

100 X fJ PM = 49 X — :i-^'

Cp

Cette méthode, à laquelle M. Raoult donne le nom de cryoscopie^ est extrêmement précieuse, et est aujourd'hui appliquée pour la fixation des poids moléculaires

des corps non volatils. Elle est entrée définitivement dans la science et a permis déjà de rectifier divers poids moléculaires.

52. Poids atomiques. — Nous savons comment on détermine le poids moléculaire des corps qu'on peut réduire à l'état gazeux; et nous avons insisté sur ce point que les molécules des corps composés sont également composées. Si nous comparons un grand nombre de molécules renfermant de l'oxygène au nombre de leurs éléments, nous verrons que ce corps y existe en proportions différentes, et nous arriverons à connaître la plus petite quantité d'oxygène que peut renfermer une molécule. Cette quantité d'oxygène, nous l'appellerons atome , car elle est vraiment insécable, indivisible.

On désigne sous le nom de poids atomique le chiffre qui représente la plus petite quantité d'un corps simple pouvant entrer dans les molécules des combinaisons. La fixation des poids atomiques est donc déterminée par la fixation des poids moléculaires. Soit en effet à déterminer le poids atomique de Toxygène; dressons le tableau suivant des combinaisons oxygénées, dont on connaît la composition centésimale et le poids moléculaire :

Poids

moléculaire. Composition en poids.

Oxygène 32 32 oxygène.

Eau 18 2 hydrogène. 16 —

Alcool 46 24 charbon. 6 — 16 —

Acide acétique... 60 24 — 4 — 32 —

Élher 74 48 — 10 — 16 —

Acide sulfurique

anhydre 80 32 soufre. — 48 —

Ce tableau montre que la plus petite partie d'oxygène entrant dans la composition de ces corps est égale à 16, et, dans l'immensité des combinaisons oxygénées dont on a fixé le poids moléculaire, on n'en a jamais trouvé une seule qui renfermât une quantité d'oxygène inférieure à 16.

Avec l'hydrogène, faisons le même raisonnement pour connaître son poids atomique :

Poids

moléculaire.

Co

mpositioQ en poids.

Hydrogène... 2

2 hydrogène.

Eau 18

106,5 chlore.

16 oxygène. 2 — 24 charb. 1 -—

Chloroforme.. 131,5

Acide chlorhy-

drique 36,5

35,5 chlore, l —

Acide sulfhy-

drique 34

32 soufre. 2 —

Ammoniaque. 17

14 azote 3 —

Dans toutes ces combinaisons, la plus petite quantité d'hydrogène qui existe dans la molécule est donc égale à 1 ; le poids atomique de l'hydrogène est 1, et c'est lui qui servira d'unité à laquelle nous pourrons rapporter les poids atomiques de tous les corps simples.

De ce qui précède, il résulte que le poids moléculaire de l'hydrogène étant 2, et le poids atomique étant 1, la molécule de Thydrogène est elle-même composée de 2 atomes, et, comme la molécule de l'hydrogène est égale à 2 volumes, on voit que, pour ce corps, atome et volume se confondent. Beaucoup de corps ont également une molécule double de l'atome, mais ce n'est pas là une loi générale. Nous verrons que quelques corps simples ont une molécule qui renferme 4 atomes (arsenic, phosphore), tandis que le mercure, par exemple, ne renferme qu'un atome dans sa molécule.

Sî. t-'analyse et la synthèse de l'eau nous ont montrt aa'elle renferme :

Nous avons maintenant à ajouter à ces faits les ncw lions suivantes : Le poids moléculaire de l'eau est éf à 18, ou, en d'autres termes, deux volumes de sa vapeui pèsent 1S, deux volumes d'hydrogène pesant 2. CetI molécule l'enferme en poids 16 d'oxygène et 2 d'hy gène, c'est-ii-dire qu'elle est formée par la combinaisoi d'un atome d'oxygène et de deux atomes d'hydrogènai Le poids moléculaire de l'eau, étant égal à -18, est Im somme des poids atomiques des éléments constituants.

Si nous représentons l'atome d'hydrogène pesant fl 1 par le symbole H, l'atome d'oxygène pesant 16 par le symliole 0, la formule Il-O nous résumera d'une façon,' précise tout ce que l'on sait de la composition pondô-i raie et voluméti-ique de l'eau, de son poids moléculaire et des atomes des éléments qui la forment,

54. Les poids atomiques indiijuent, aussi bien que les équivalents, les rapporis pondéraux suivant lesquel: les corps se combinent, mais de plus ils en font conoaitre les rapports volume triques.

L'emploi des formules atomiques permet donc di synthétiser dans un court symbole la composition d'uaJ corps, la nature et les proportions des éléments qui figurent.

Si nous considérons la formule AzH" du gaz ammoniac, sachant que le poids atomique de l'azote est li, nous savons, par l'inspection seule de cette formule. que le gaz ammoniac a un poids moléculaire égal à 17. qu'il renferme 1 volume d'azote et 3 volumes d'h^ito

dJUpLÏ. — CHlillE tnOHB. îl

Is ^

gène condensés en 2 volumes de gaz, que, sur 17 parties en poids, il y a 14 parties d'azote. De plus, il nous est possible d'arriver à déterminer la densité du gaz ammoniac par rapport à Tair sans avoir besoin de charger notre mémoire de ce chiffre.

De la formule qui sert à déterminer le poids moléculaire au moyen de la densité de vapeur, PM = DV X 28,88, nous tirons Téquation