Voyez la fin de la note 20, p

C'est là une grande idée, car elle explique le fait de la complication des molécules organiques et permet de rendre compte de leur structurel Pourquoi donc les atomes de carbone montrent-ils cette singulière tendance à s'accumuler en grand nombre dans les molécules organiques? Parce qu'ils possèdent la propriété de se combiner entre eux, de se souder les uns aux autres. Cette propriété impor- . tante donne aux innombrables combinaisons du. carbone un cachet particulier et à la chimie organique sa physionomie, sa raison d'être. Aucun autre élément ne la possède au même degré. Sans doute l'hydrogène peut s'unir à lui-même, ainsi que Gerhardt l'avait' reconnu; mais un atome de ce corps épuisant sa capacité de combinaison par son union avec un second atome, nul autre élément ne s'ajoutera à ce couple dont la molécule saturée

4 . II est juste de rappeler que M. Couper a développé des idées analogues sans avoir eu connaissance des propositions qui ont été énoncées par M. Kekulé et qui ont exercé une si grande influence sur les derniers développements de la chimie organique.

esl réduite en quelque sorte à sa plus simple expression, étant formée par deux atomes.

Seuls, les éléments polyatomiques, après avoir employé une partie de la capacité de combinaison qui réside en eux pour se souder les uns aux autres, peuvent en garder une autre partie pour fixer d'autres éléments. Ainsi font les atomes de xîarbone, ainsi peuvent faire les atomes d'oxygène. Ceux-ci sont diatomiques et peuvent échanger deux ^ à deux toutes leurs atomicités. On admet qu'il en est ainsi dans l'oxygène libre, qui est formé de 2 atomes occupant 2 volumes, si 1 atome d'hydrogène occupe 1 volume. Ces 2 atomes, possédant 4 atomicités, les ont échangées en se fixant l'un sur l'autre. Mais s'ils peuvent perdre, par un échange complet, chacun 2 atomicités, ils peuvent, par un échange simple , n'en perdre qu'une seule, gardant chacun une atomicité disponible en quelque sorte, et qui peut servir à fixer 1 atome d'hydrogène ou de chlore.

Que 2 atomes d'hydrogène viennent se fixer ainsi sur un couple de 2 atomes d'oxygène unis

par réchange d'une seule atomicité, le résultat de cette combinaison sera le peroxyde d'hydrogène, formé de 2 atomes d'oxygène et de 2 atomes d'hydrogène. La fixation de- 2 atomes de chlore sur ce couple d'atomes d'oxygène fera naître le peroxyde de chlore, celle de 1 atome d'hydrogène et de 1 atome de chlore, l'acide chloreux*.

Des considérations que nous venons de présenter, il est facile da déduire la structure moléculaire des composés oxygénés dont il s'agit. Il est évident que les atomes d'oxygène, du peroxyde d'hydrogène ou de chlore/étant rivés l'un à l'autre, chacun d'eux est uni avec 1 atome d'hydrogène ou de chlore. Tels sont les rapports qui existent entre les atomes dans ces composés relativement simples. Ces rapports marquent la structure de la molécule. On les découvre par induction, en se fondant sur cette double notion que les atomes d'oxygène sont diâtomlques et qu'ils peuvent se souder entre eux.

Des données et des raisonnements du même

genre peuvent être invoqués lorsqu'il s'agit de détermjner le groupement des atomes dans des combinaisons plus complexes, notamment dans les combinaisons du carbone, c'est-à-dire les composés organiques.

Les éléments ordinaires de ces combinaisons sont le carbone, Thydrogène, l'oxygène, l'azote. Les atomes de carbone tétratomiqueg étant soudés entre eux et formant, comme nous l'avons dit plus haut, le noyau de la combinaison, les autres éléments, d'atomicité diverse, viennent se grouper autour des premiers, saturant par leurs atomicités i^elles qui sont demeurées libres dans* la chaîne d'atomes de carbone. Or, dans un système de ce genre, le groupement des atomes est souvent déterminé d'une manière nécessaire par leur nombre et leur nature. En effet, dans les combinaisons organiques dites saturées, toutes les atomicités sont satisfaites, et elles ne peuvent l'être qu'à la condition que les atomes soient groupés d'une certaine façon.

Prenons un exemple pour préciser le sens de

cette proposition et pour en montrer l'importance. , On connaît un gaz formé de 2 atomes de carbone et de 6 atomes d'hydrogène. Il appartient à la série des carbures d'hydrogène les plus riches en hydrogène que l'on connaisse. Les 2 atomes de carbone y sonf soudés l'un à l'autre, et en se soudant ils ont échangé et perdu chacun 1 atomicité. Chacun en garde donc 3 et fixe 3 atomes d'hydrogène. Voilà donc un système très-simple dans lequel les 6 atomes d'hydrogène sont groupés symétriquement autour des 2 atomes de carbone. C'est le gaz qu'on nomme hydrure d'éthyle. La combinaison est saturée, car toutes les atomicités sont satisfaites. Elle ne peut donc plus fixer d'autres atomes, mais elle peut se modifier par substitution. Ainsi, elle peut perdre 1 atome d'hydrogène et gagner un autre atome qui se met à la place du premier. Que ce soit un atome de chlore qui se présente, il se formera un composé chloré, le chlorure d'éthyle, qui est saturé comme le corps hydrogéné dont il dérive; car l'atome de chlore qui

no HISTOIRE DES DOCTRINES CHIMIQUES.

s'est fixé vaut l'atome d'hydrogène qui est parti*.

Que 1 îitome d'hydrogène de Thydrure d'éthyle soit chassé par 1 atome d'oxygène, il est clair que celui-ci se fixera par une de ses atomicités sur l'atome de carbone auquel était attaché cet atome d'hydrogène qu'il remplace; mais étant en possession de deux atomicités, il en garde une dispor iiible. Il tend donc à se saturer en fixant un autre atome, par exemple un atome d'hydrogène, qu'il entraîne, en quelque sorte, dans la combinaison. Les choses se passent donc comme si 1 atome d'hydrogène de l'hydrure d'éthyle était remplacé par un groupe formé de .1 atome d'oxygène et de 1 atome d'hydrogène , et ce groupe, qu'on nomme aujourd'hui oxhydryle, n'est autre chose que de l'eau ayant perdu 1 atome d'hydrogène. Un tel reste est monatomique et peut se substituer à 1 atome d'hydrogène.

C'est ainsi que l'hydrure d'éthyle se convertit en hydrate d'éthyle, qui est l'alcool. On comprend

ici le rôle de l'oxygène : il est attaché par une de ses atomicités à un certain atome de carbone, par l'autre à 1 atome d'hydrogène qu'il joint à la molécule éthylée. Celle-ci est le noyau; l'atome d'hydrogène entraîné est l'annexe, l'atome d'oxygène diatomique est l'intermédiaire, qui tient d'un côté au noyau, de l'autre à l'annexe ^ Tel est le rôle de r oxygène dans la molécule d'alcool, et telle est la distribution des atomes dans cette molécule peu compliquée.

On découvrira par des raisonnements analogues les rapports entre les atomes dans des dérivés plus complexes, qui se rattachent à l'hydrure d'éthyle. Que 1 ^tome d'hydrogène de celui-ci soit remplacé par 1 atome d'azote, ce dernier se fixera par une de ses atomicités sur l'atome de carbone auquel était attaché cet atome de l'hydrogène. Mais comme l'atome d'azote est en possession de 3 atomicités, il tend à entraîner dans la combinaison d'autres éléments qui puissent les satisfaire, 2 ato-

Lî^ote21,p. 279.

mes d'hydrogène par exemple. Ainsi, dans le composé azoté qu'on nomme éthylamine, l'azote est devenu l'intermédiaire entre le reste éthyle et les 2 atomes d'hydrogène annexés *•

Tel est, en général, le rôle des éléments polyatomiques dans les combinaisons organiques. Unis, dans une chaîne d'atomes de carbone, à l'un d'eux, ils entraînent à leur suite d'autres éléments propres à saturer des atomicités demeurées libres. C'est ainsi que l'oxygène, l'azote, le carbone luimême peuvent servir de liens entre un reste de molécule tel que l'éthyle et des atomes annexés ou entre deux restes, entre deux débris de molécules qu'ils soudent l'un à l'autre. C'est ainsi que les molécules organiques s'accroissent, non-seulement par du carbone qui se soude à du carbone, mais aussi par de l'oxygène ou par de l'azote qui se soudent entte eux pu à du carbone, tous ces éléments polyatomiques entraînant à leur suite un cortège d'atomes plus ou moins considérable.

, . i. Note 21, p. 279.

Je m'arrête dans ces développements. Ils suffisent pour démontrer Timportance^de la notion de l'atomicité des éléments pour la solution d'une des questions les plus importantes qui aient préoccupé les chimistes, la constitution des composés organiques.

Partant de cette donnée que les quatre éléments, carbone, azote, oxygène, hydrogène, diffèrent par leur capacité de combinaison, comme les nombres 4, 3, 2, 1, nous pouvons déterminer, dans un grand nombre de cas, leur groupement dans un composé donné, si nous combinons ces notions avec celles que fournissent les réactions de ce composé.

Que faisait-on naguère pour fixer la constitution d'un corps composé et pour construire la formule rationnelle propre à l'exprimer? On étudiait ses métamorphoses et on tâchait de pénétrer le groupement des atomes par les diverses évolutions que leur font éprouver les transformations de la molécule. La tâche était difficile, car le moyen semble insuffisant. Faut-il rappeler à cet égard l'opinion

de Gerhardt? C'est une tentative vaine, disait-il, que de construire des formules rationnelles, car il en existe autant, pour un corps donné, que de réactions. Proposition trop ahsolue, que son auteur a corrigée lui-même à la fin de sa courte et brillante carrière. N'a-t-il pas construit les plus élégantes de toutes les formules rationnelles, les formules typiques?

Il les a fondées sur Tétude des métamorphoses. A ce moyen il ajouterait aujourd'hui les inductions tirées de Tatomicité des éléments. En effet, si Tétude des réactions fournit des données pour la dynamique des atomes, les considérations relatives à leur capacité de combinaison donnent les éléments de la statique moléculaire. Ce sont là deux méthodes dont Tune sert de complément et de contrôle à l'autre.

Que peut-on faire aujourd'hui et qu'avons-nous fait plus haut? Voulant déterminer les rapports qui existent entre les atomes dans quelques coHibinaisons éthylées, nous avons recherché les points d'attache de l'affinité pour les élé-

ments polyatomiques, carbone, azote, oxygène.

La présence de ces éléments dans une combinaison organique saturée comporte, en effet, sur Tarrangement moléculaire des vues que viennent corroborer ensuite les considérations tirées du mode de formation et des métamorphoses de cette combinaison. Le procédé synthétique que nous avons employé est applicable dans un grand nombre de cas, et conduit à des résultats dignes de confiance lorsqu'il est combiné avec les données analytiques que fournit Tétude des réactions.

C'est là un progrès important qui découle de la grande idée énoncée par MM. Kekulé et Couper*. Les considérations sur l'atomicité étant ainsi appliquées à l'étude de la constitution atomique, de la structure intérieure des molécules, les chimistes ont pu' aborder, dans un grand nombre de cas,

4 . Parmi les chimistes qui ont le plus contribué à développer les principes invoqués aujourd'hui lorsqu'il s'agit de déterminer la constitution des composés organiques, il convient de nommer MM. Boutlerow et Erlenmeyer. L'expression si juste de structure moléculaire est de M. Boutlerow.

r explication de phénomènes qui échappaient autrefois à toute interprétation : nous voulons parler des cas si nombreux d'isomérie. Voilà deux corps, qui présentent la même composition, mais des propriétés différentes. On a toujours supposé que cette dissemblance était due à l'arrangement différent des atomes, sans pouvoir rien préciser à cet égard. On va plus loin aujourd'hui, et, sans chercher à assigner à chaque atome sa position absolue dans l'espace, on parvient souvent à déterminer ses rapports avec les autres atomes, et par conséquent à découvrir la structure de la molécule. Étant donnés deux corps qui, différant par leurs propriétés, renferment les mêmes atomes et en égal nombre, on peut arriver, en groupant les atomes diversement,- à construire avec des matériaux identiques deux molécules distinctes par leur%forme. Ces différences de structure rendent compte des différences de propriétés : ainsi on ne se borne plus à constater Tisomérie, on en trouve la raison d'être, on en donne l'explication.

Arrêtons-nous un instaiît et marquons le point de vue que nous venons d'atteindre.

L'expérience avait établi ce fait que les molécules des bases, des acides, des alcools^ ne sont pas toutes équivalentes par rapport à leur capacité de combinaison. La théorie, après avoir cherché l'explication de ce fait dans l'état de saturation des radicaux, a transporté la notion de la saturation des radicaux aux éléments eux-mêmes.

Les atomes des corps simples apportent dans les composés où ils entrent la tendance à épuiser la capacité de combinaison qui réside en eux et qu'ils possèdent à divers degrés. Le plus souvent l'affînité s'exerce entre des atomes divers, mais elle peut se manifester aussi entre des atomes de même nature. C'est ainsi que ceux du carbone possèdent les uns pour les autres une certaine affinité, et cette propriété, qu'ils partagent d'ailleurs avec d'autres éléments, rend compte de la complication

nS HISTOIRE DES DOCTRINES CHIMIQUKS.

des molécules organiques, comme les inégalités dans la capacité de saturation des éléments rendent compte.de la structure de ces molécules. Telle est révolution de la théorie de l'atomicité. La constitution des combinaisons organiques dévoilée, Tiso- Hftérie interprétée dans un grand nombre de cas, m système de formules rationnelles fondé à la fois sur les réactions des composés et sur une propriété ftmdamentale de leurs atomes, voilà les grands résultats acquis.

Ce n'est pas tout : cet horizon si vaste s'est encore élargi. En se développant, la nouvelle tiiéorie a cimenté l'alliance entre la chimie organique et la chimie minérale, cette alliance que les bons esprits avaient pressentie et proclamée et que la notion de l'atomicité a permis de nouer d'une manière solide* Il est temps de démontrer comment elle a pénétré en chimie minérale.

Cette propriété fondamentale de manifester une capacité de combinaison multiple serait-elle dévolue seulement aui atomes du carbone, de l'azote, de l'oxygène, qui constituent, avec l'hydrogène, les

DOCTRINES ACTUELLES. 2i:?

éléments ordinaires des combinaisons organiques? En aucune façon. Elle se retrouye dans d'autres atomes..

On sait que les corps simples, qu'on a désignés sous le nom de métalloïdes pour les distinguer des métaux, ont été groupés en familles. Dans cet essai de classification, M. Dumas a tenu compte des affinités naturelles qui nous sont révélées par la formule atomique des composés. Il a réuni en une famille le chlore, le brome, l'iode, parce qu'ils s'unissent avec Thydrogèné atome à atome. L'oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure, ont formé une autre famille : pour se combiner avec l'hydrogène, ils prennent, pour chacun de leurs atomes, 2 atomes d'hydrogène. L'azote est devenu le chef d'une troisième famille qui comprend le phosphore, l'arjsenic, l'antimoine, et dont tous les membres s'unissent à l'hydrogène dans la proportion de l 'atome à 3, à l'oxygène dans la proportion de 2 atomes à 1,. 3 ou 5 atomes de ce gaz. Oh le voit, cet essai de classification était fondé sur la capacité de combinaison des éléments. En réalité, M. Dumas

groupait les métalloïdes suivant leur atomicité.

Mais quoi! les métaux eux-mêmes seraient-ils tous jetés dans le même moule, en ce qui concerne leur capacité de combinaison? Faut- il encore admettre, avec Gerhardt, que tous peuvent se substituer à l'hydrogène atome par atome, que leurs protoxydes possèdent la constitution de Teau, c'està-dire qu'ils renferment 2 atomes de métal pour 1 atome d*oxygène? Une telle supposition n'est plus admissible.

. Les métaux diffèrent autant par leur capacité de combinaison que les métalloïdes eux-mêmes et' l'on peut les grouper suivant les degrés de leur atomicité.

Les métaux alcalins, tels que le potassium, le sodium, auxquels on joint l'argent, font preuve de, la même capacité de combinaison que l'hydrogène lui-même : ils sont incapables, comme lui, de fixer plus d'un atome de chlore ou de brome. Un atome d'oxygène est trop pour eux, ils se mettent à deux pour le saturer; leurs protoxydes et leurs hydrates ressemblent donc à l'eau, dont ils offrent

la constitution atomique. Ces métaux sont monatomiques.

Mais le calcium, le baryum, le strontium, le plomb et beaucoup d'autres fixent 2 aiomes de chlore pour se saturer et ne sauraient en prendre moins. Ils sont diatomiques parmi les métaux, comme Foxygène parmi les métalloïdes. Cette idée de métaux diatomiques a été énoncée pour la première fois en 1858 par M. Cannizzaro, qui Ta fondée sur des données physiques ;. elle a été soutenue et propagée par Fauteur, qui a cherché à Tappuyer d'arguments chimiques. Parmi ces derniers, nous citerons principalement ceux qui sont tirés de Fanalogie de ces métaux avec les radicaux diatomiques tels que Féthylène, les fonctions que les uns et les autres remplissent dans les combinaisons étant les mêmes. Sans nous étendre sur ce sujet, nous dirons que M. Cannizzaro a attribué aux métaux dont il s'agit un poids atomique doubl(} de celui que leur assignait Gerhardt, innovation qui a introduit des changements importants dans la notation de ce dernier chimiste. De fait, il en est ré-

suite un nouveau système de poids atomiques qui est en harmonie parfaite avec les données physiques que nous avons mentionnées. Ces dernières sont tirées des lois autrefois découvertes par Dulong et Petit et par Avogadro et Ampère.

La loi de Dulong et Petit peut être énoncée ainsi : Les atomes des corps simples possèdent la même chaleur spécifique. Elle ne se vérifie qu'à la condition que Ton double les poids atomiques d'un certain nombre d'entre eux. 11 semble qu'on soit autorisé à adopter ces poids atomiques doubles pour faire rentrer une partie des métaux dans une loi si simple et si générale. Elle ofire, en effet, ce caractère de généralité, car les trois ou quatre exceptions que Ton a signalées se rapportent à des éléments qui présentent de singuliers phénomènes d'allotropie, c'est-à-dire dont les particules peu vent présenter plusieurs modifications, traverser différents états physiques, se prêter à divers groupements. Il en est ainsi du carbone, du bore, du silicium. N'est-on pas autorisé à admettre que dans le diamant, par exemple, les* particules du carbone

présentent un autre groupement que dans le charbon de bois? Et lorsqu'un tel corps est soumis à Faction de la chaleur, ne peut-il pas se faire un mouvement dans les particules, un travail intérieur propre à dégager ou à absorber de la chaleur? C'est précisément cette quantité de chaleur dégagée ou absorbée par le travail intérieur qui rend compte des exceptions et des inexactitudes légères que présente la loi* de Dulong et Petit.

Nous pouvons donc conclure que celle-ci offre une grande généralité et fournit un contrôle efficace à la détermination des poids atomiques; car il est évident que de deux nombres multiples l'un de l'autre et satisfaisant également aux données chimiques, on devra préférer celui qui est en harmonie avec la loi des chaleurs spécifiques. C'est ce qu'on a fait pour les métaux dont il s'agit.

Il faut ajouter que les poids atomiques ainsi déduits de la loi de Dulong et Petit se confondent avec les « équivalents thermiques » de M. V. Regnault. Ce sont, en effet, les quantités pondérables qui, absorbant la même quantité de chaleur, éprou-

vent la même élévation de température, et qui, par conséquent, sont équivalentes par rapport à cet effet thermique.

Nous avons déjà exposé T hypothèse d'Avogadro et d'Ampère. Elle est fondée sur les relations découvertes .par Gay-Lussac entre les densités et des gaz et des vapeurs, et leurs poids moléculaires- On peut l'exprimer ainsi : Si 1 atome d'hydrogène occupe 1 volume, les molécules de tous les corps occupent à l'état de gaz 2 volumes. Le poids de ces 2 volumes exprimera donc le poids de la molécule par rapport au poids de 1 volume d'hydrogène pris pour unité. Mais ces poids relatifs ne sont autre chose que leS densités, à la condition que celle de l'hydrogène soit prise pour unité. En d'autres termes, si l'on rapporte à l'hydrogène les densités de tous les gaz et de toiïtes les vapeurs, les doubles densités de ces gaz ou de ces vapeurs exprimeront les poids de leur molécule. De là un moyen trèssimple de déterminer ou de contrôler les poids relatifs des atomes. Or le système des poids atomiques, qui tend à prévaloir aujourd'hui, est en

harmonie avec cette loi si simple. On peut dire en particulier que les poids atomiques doubles, appliqués aux métaux d'après leur chaleur spécifique, se déduisent aussi des poids àioléculaires de leurs combinaisons volatiles.

Au sujet de Jaloi d'Avogadro et d'Ampère, il est nécessaire de faire une restriction qui conduit à des conséquences importantes. On connaît un certain nombre de corps qui semblent faire exception à cette loi. Leurs molécules occupent, à Tétat de vapeur, non pas 2, mais 4 volumes, dentelle sorte que la double densité de vapeur donnerait, pour ces molécules, un poids qui ne serait que la moitié du poids moléculairq réel. Prenons un exemple :

Tout conduit à admettre que 1 molécule de sel ammoniac est formée de 1 molécule d'acide chlorhydrique et de 1 molécuPe de gaz ammoniac. Les deux corps composants ont uni tous leurs éléments dans une molécule plus complexe. Et si la combinaison est stable, si elle peut se maintenir à la température où le sel ammoniac entre en vapeur, cette vapeur doit occuper 2 volumes par molécule.

m HISTOIRE DES DOCTRINES CHIMIQUES.

Elle en occupe 4. Il en est ainsi non-seulement pour tous les composés analogues au chlorhydrate d'ammoniaque, mais encore pour Tiodhydrate d'hydrogène phosphore, le perchlorure de phosphore, l'acide sulfurique hydraté et d'autres composés.

Voilà des exceptions assez nombreuses à la loi d'Avogadro et d'Ampère. On les a souvent citées coDMne arguments propres à ébranler cette loi, et elles seraient de nature à embarrasser ses partisans si elles ne comportaient pas une interprétation très-simple qui leur enlève toute force démonstrative dans la question. Rien ne prouve, en effet, que les combinaisons dont il s'agit puissent exister réellement à l'état de vapeur, sans subir une décomposition plus ou moins complète. Leur point d'ébullition est généralement assez élevé pour rendre une telle supposition très-probable.

Pour reprendre un des exemples précédemment cités, considérons le sel ammoniac. Sans doute, lorsqu'on met en présence à la tempiérature ordinaire les éléments de ce sel, ils s'unissent avec un vif dégagement de chaleur; dans ces conditions,

DOCTRI^'ES ACTUELLES. 237

l'affinité du gaz chlorhydrique pour le gaz ammoniac est considérable; elle est beaucoup moindre, et les gaz ne s'unissent que très-partiellement et avec un faible dégagement de chaleur, lorsque, comme l'a fait M, H. Sainte-Claire Deyille, on les met en présence à la température élevée où le mercure entre en ébullition. A cette température, la plus grande partie des gaz mis en présence demeure non combinée à l'état de simple mélange. Or on ne peut réduire le sel ammoniac en vapeur et prendre la densité de sa vapeur qu'à des températures élevées où précisément l'affinité des deux gaz qui la composent est très-affaiblie, et où ces gaz, combinés dans le sel ammoniac solide, se séparent l'un de l'autre, reprenant chacun leur existence individuelle. Dans ces conditions, 1 molécule de sel ammoniac, qui devrait occuper 2 volumes de vapeur si elle était intacte, se dédouble entièrement ou presque entièrement en 2 autres molécules qui demeurent simplement mélangées,^ occupant chacune 2 volumes de vapeur. Ce n'est donc pas la molécule du sel ammoniac qui occupe 4 volumes

(le vapeur, ce sont les produits de sa décomposition par la chaleur. Tout porte à croire que les molécules des autres corps, que nous avons mentionnés

plus haut comme faisant exception à la loi d'Avogadro et d'Ampère, éprouvent de la part de la chaleur des décompositions analogues à celles que subit la molécule du sel ammoniac. Elles se résolvent d'une manière plus ou moins complète, suivant la température, en feurs molécules composantes, qui occupent alors un volume double de celui que devrait occuper la molécule plus complexe, "si elle n'était pas décomposée.

Mais, dira-t-on, comment se fait-il qu'on ne retrouve pas la trace de cette décomposition lorsque la vapeur s'est condensée de nouveau et que le corps est revenu à la température ordinaire? Dans ce ballon où vous avez réduit le sel ammoniac en vapeur et où cette vapeur s'est décomposée, vous retrouvez, après la condensation, du sel anunoniac non altéré. Il n'en peut être autrement. Lorsque la température s'abaisse, les éléments décomposés du chlorhydrate d'ammoniaque exercent de nou-

DOCTRINES ACTUELLÏIS. 239

veau leurs affinités et reconstituent intégralement la molécule de ce sel, de telle sorte qu'il ne reste aucune trace de la décomposition passagère qu'elle avait subie.

Un des meilleurs arguments qu'on puisse invoquer en faveur de cette interprétation est celui qui est tiré de la densité de vapeur du bromhydrate d'amylène. C'est une combinaison liquide du carbure d'hydrogène amylène avec l'acide bromhydrique. Portée à une température peu supérieure à son point d'ébullition, cette combinaison montre une densité de vapeur qu'on peut appeler normale, . parce qu'elle répond à 2 volumes de vapeur pour 1 molécule. La vapeur est intacte à cette température; mais qu'on la chauffe, elle va éprouver une décomposition plus ou moins complète, suivant que la chaleur fournie aura été plus ou moins considérable. Comme le sel ammoniac, elle va se ré-soudre en ses éléments, acide bromhydrique et amylène. Mais cette décomposition est graduelle ; elle ne s'achève pas à un degré fixe, mais entre des limites de température assez étendues, de telle

i40 HISTOIRE DES DOCTRINES CHIMIQUES.

sorte que la vapeur, intacte à un certain degré, se trouve mélangée, à des degrés plus élevés, avec des portions de plus en plus notables de ses produits de décomposition, jusqu'à ce qu'enfin, la température s'étant élevée encore, la décomposition se trouve achevée. A ce moment, la densité de vapeur est descendue à la moitié de ce qu'elle était d'abord. Peut-on en conclure que le bromhy.drate d'amylène offre deux densités de vapeur? Il est évident qu'il ne saurait en être ainsi, et il est naturel de penser que la vraie densité de vapeur est celle qui a été déterminée à une température assez basse pour qu'on soit en droit de supposer que la molécule est encore intacte. Que si cette densité décroît avec la température, cette circonstance est due à Faction décomposante que la chaleur exerce sur la vapeur.

Il y a donc lieu de croire que les autres exceptions que l'on a signalées à la loi d'Avogadro et d'Ampère sont dues à des causes analogues, et que cette loi, un des fondements de la chimie moderne, subsiste dans toute sa généralité. N'oublions pas

qu'elle a été vérifiée dans des cas tellement nombreux, que les faits contraires prennent incontestablement le caractère d'exceptions et réclament par cela même un examen sérieux. Au reste, l'interprétation qu'ils ont reçue, et qui est aujourd'hui acceptée par la plupart des chimistes, es.t entièrenaent conforme aux idées qui ont cours sur l'affinité. Deux molécules, capables de prendre chacune la forme gazeuse, sont réunies par l'affinité en une molécule plus complexe. Il peut se faire que le point d'ébullition de celle-ci soit situé assez bas pour que la chaleur fournie pour là mettre en vapeur ne restitue pas aux deux molécules primitives la chaleur qu'elles avaient perdue* en s' unissant; elles demeurent alors en combinaison. Mais peut-on s'attendre à ce qu'il en soit toujours ainsi? et l'affinité de deux corps l'un pour l'autre ne peut-elle pas être a§sez faible, ou le composé qu'ils forment assez peu volatil, pour que le point de décomposition soit situé au-dessous du point d'ébullition? C'est précisément ce qui arrive dans la plupart des cas que nous avons indiqués. Il est