AE

ions H qui se fixent sur des molécules d’eau et deviennent des ions hydratés. Elles ont donc, en solution, des propriétés acides.

L'ion N de la molécule NH3, au contraire, enlève

à l’eau ses ions H pour donner l'ion (NH#)+, tandis que le grouperestant (OH)— de la molécule d’eau confère à la solution des propriétés basiques. Les hydroxydes métalliques se prêtent à des interprétations analogues.

La cristallographie a fourni à la théorie de Kossel quelques belles confirmations expérimentales. Les cristaux de nitrate de sodium NO3Na etde carbonate de calcium (calcite) CO'Ca présentent d’étroites analogies cristallographiques. La théorie ordinaire de la valence, qui représente ces deux corps par des formules distinctes :

O O DN—ONa et OC ŸCa

O O ne permet pas d'expliquer ces analogies. La théorie de Kossel, au contraire, fait correspondre aux deux corps des schémas semblables :

Il n'y a que la charge de l'ion qui se distingue dans les deux schémas.

Toutes les explications fournies par la théorie de Kossel sont bien séduisantes et il est remarquable que le simple jeu d’actions électrostatiques suffise à expliquer, même qualitativement, un aussi grand nombre de faits. À ce point de vue, la théorie de Kossel rappelle celle de la dissociation électrolytique d’Arrhénius. Celle-ci, on le sait,ne jouitplus aujourd’hui de la même faveur. Après avoir, elle aussi, donné de séduisantes explications qualitatives d’un grand nombre de faits se rapportant aux solutions d’électrolytes, elle s'est heurtée à de grosses difficultés dès qu'on a voulu l’utiliser pour l'étude quantitative des mêmes faits. La théorie classique d’Arrhénius, trop schématique et trop simple — et c’est à cette simplicité sans doute qu'elle a dû son succès — doitêtre remplacée, dansl’étude des électrolytes forts, par des théories plus complexes qui s'efforcent de tenir compte de conditions diverses que la première négligeait. N’en sera-t-il pas de même bientôt de la théorie de Kossel qui présente avec celle d’Arrhénius bien desliens de parenté? Dans l'explication que donne Kossel des propriétés acides des hydrures métalloïdiques, on admet, par exemple, que le caractère acide des composés FH, CIH, BrEH, Il; est: fixé par le degré de la dissociation électrolytique. Or, les trois derniers corps sont des acides forts, et un grand nombre de physico-chimistes admettent aujourd’hui que la dissociation de tels corps est complète à toutes les concentrations ; il n'est plus possible alors de classer les acides forts d’après leur dissociation électrolytique ou, du point de vue de Kossel, d’après la solidité de leurs molécules.

La théorie de Kossel se montre, au surplus,

insuffisante dans l'explication de certains faits. Quand on utilise les méthodes de calcul dont nous avons donné plus haut une idée, on comprend que l'ion

(Pt) de la molécule (P1CI*) puisse encore capter

deux ions CI appartenant à deux molécules KCI pour donner le complexe [PtCI6] K?. Le même calcul, appliqué à la molécule CCI, montre que ce corps

devrait pouvoir fixer lui aussi deux ions Cl pour donner le complexe [CCI] K?; ce résultat est contredit par l’expérience. La même théorie ne permet pas de comprendre pourquoi un élément comme le phosphore peut avoir deux valences (PCF, PC) sans la valence intermédiaire (PCI#). Elle n'explique pas non plus que l’eau puisse donner des hydrates avec des ions des deux signes. Bref, la théorie que nous venons d'étudier rencontre dans le domaine de la Chimie les mêmes difficultés générales que toutes les autres tentatives d'explication. Des conceptions très simples (celle d’une valence invariable pour chaque élément par exemple) suffisent à rendre compte de bien des faits, mais elles ne tardent pas à se révéler insuffisantes, dès qu'on veut en faire une application générale.

La théorie de Kossel présente pour nous unintérêt particulier, parce qu’elle constitue la première tentative de rapprochement et de fusion de la Physique et de la Chimie dans le domaine de l’Atomistique. On appréciera mieux la manière dont ce rapprochement a été engagé si l’on se rapporte à l’idée que se fait Kossel de la combinaison chimique. L'union de deux éléments s’eflectue, d’après lui, en deux temps. Tout d’abord, les atomes qui vont

s'unir échangent des électrons et adoptent la configuration extérieure d'un gaz rare; puis les édifices ainsi formés se rapprochent en vertu de leur attraction électrostatique. Cette décomposition de la réaction chimique en deux phases se justifie par l’inertie des gaz rares qui doivent avoir une configuration particulièrement stable. La tendance d'un atome à rapprocher sa structure de celle d’un gaz rare est donc une tendance à réaliser une plus grande stabilité de son édifice, mais Kossel n'interprète pas, comme on pourrait s'y attendre, cette stabilité particulière par des actions électriques. « C'est à la théorie spéciale du modèle atomique, dit-il, qu’incombe la charge d'expliquer le caractère si particulier de certains arrangements d'électrons (1). »

La division en deux étapes de la combinaison peut n'être qu'un artifice de la théorie. Il s’agit en somme de dire pourquoi un système de corps A se transforme dans le système C. Kossel choisit pour cela un état intermédiaire B tel que le passage de B à C puisse s'effectuer uniquement grâce à des actions électrostatiques. Toutes les difficultés du problème sont rejetées dans l'explication de la transformation À B. Tant que cette explication n'aura pas été fournie, il ne sera pas démontré que la combinaison chimique se ramène à de simples actions électriques.

La jonction de la théorie de Kossel avec celle de Rutherford et Bohr est donc loin d’être complète. La parenté des deux théories est même mal définie.

(1) W. Kossel, Les forces de valence et les spectres de Rôntgen, traduction M. Golay, Paris, 1922, p. 21.

Kossel utilise bien les caractères essentiels du modèle de Rutherford (noyau et électrons planétaires) et la notion de couches électroniques concentriques, mais il paraît avoir complètement abandonné ce qui donnait aux théories de la structure de l'atome leur caractère spécifique : la Théorie des quanta. Kossel a répondu à cette objection en rappelant que ses explications font intervenir le volume des atomes (ou plutôt le volume des ions) dont Berzélius ne tenait pas compte, et que ce volume est déterminé par la grandeur des trajectoires des électrons périphériques, c’est-à-dire, en définitive, par certaines conditions quantiques. Cet argument n’est pas convaincant, car on peut l’utiliser pour affirmer le lien de la théorie de Kossel, non seulement avec la théorie de Bohr, mais avec toute théorie qui s'efforce de préciser la configuration des électrons extérieurs de l'atome.

En somme, Kossel emprunte quelques éléments du modèle de Rutherford et Bohr, mais il ne s'attache pas strictement à ce modèle, établi surtout, nous le savons, pour expliquer des faits spectroscopiques. Il se propose plutôt, partant de la Chimie, de rejoindre ce modèle, en utilisant uniquement, comme 1l convient à l’Atomistique nouvelle, des actions électrostatiques. Il définit lui-même, du reste, le chemin parcouru dans cette voie et celui qui reste à parcourir, c'est-à-dire l'explication, à partir du schéma de Bohr, de la stabilité des atomes des gaz rares.

Si la théorie de Kossel semble préparer l'union des deux grandes sciences physiques dans le domaine de l’Atomistique, elle nous autorise à penser que

cette union ne sera pas réalisée par l'extension à la Chimie de principes choisis pour expliquer des faits d’un ordre différent, mais, au contraire, par la jonction de deux efforts concertés qui s’avancent à la rencontre l’un de l’autre. L'unité de la Science, dans ce domaine, ne sera pas le résultat d’une subordination plus ou moins étroite de la Chimie à la Physique, mais d’un rapprochement et d’une fusion progressive de points de vue différents.

Nous avons dit que la théorie de Kossel était inachevée, puisqu'elle se bornait à affirmer, sans l’expliquer, la stabilité des atomes des gaz rares et, d’une manière plus générale, celle des édifices possédant des couches complètes d'électrons. Langmuir, reprenant en les développant des idées exprimées par Lewis, s'est efforcé de justifier cette stabilité par une disposition régulière des électrons d’une même couche !. |

La théorie de Lewis et Langmuir repose sur un certain nombre d’hypothèses dont voici les principales : les électrons extérieurs au noyau sont, ou bien immobiles, ou bien animés de mouvements oscillatoires autour de certaines positions définies dans l’atome. — Les électrons sont disposés sur des couches concentriques presque sphériques ; les rayons de ces couches forment les termes d’une

(1) G. N. Lewis. «The Atom and the molecule.» Jour. Amer. Chem. Soc., t. XXXVIII, p. 762 (1916).

Irving Langmuir. «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules. » Zbid., t. XLI, p. 868 (1919).

Id. «Isomorphism, Isosterism and Covalence.» Jbid., t. XLI,

De1943 Id. «The Octet Theory of Valence.» Jbid.,t.XLII, p.274(1920).

BRUNOLD : Affin. Chim. 6

progression arithmétique : 1, 2,3, 4; leurs surfaces varient donc comme les termes d’une progression géométrique : 1, 22, 32, 42. — Les couches sphériques successives sont divisées en un certain nombre de régions de même aire dont la distribution donne à l'atome tout entier une symétrie cubique. La première couche est divisée en 2 régions ; la seconde couche en contient donc 8, la troisième, 18, et la quatrième, 32. Chacune des régions de la première couche ne contient qu’un électron ; les autres peuvent en contenir un ou deux. La couche extérieure ne peut avoir d'électrons que si les couches profondes sont complètes. Une zone cellulaire de la couche externe ne peut contenir deux électrons que si chacune des autres cellules de la même couche en contient au

moins un. — Les électrons d’une même couche n'exercent les uns sur les autres qu'une action très faible. — La théorie de Lewis et Langmuir admet

en outre, comme celle de Kossel, que les arrangements d'électrons les plus stables sont ceux des gaz rares, que les atomes de ces éléments ont un champ extérieur très faible, et que les propriétés chimiques des divers atomes sont déterminées par le nombre des électrons de leur couche périphérique et par leur tendance à acquérir la configuration extérieure des gaz rares.

Les arrangements les plus stables sont formés par les deux électrons de l’hélium, ou par l'ensemble à symétrie cubique de 8 électrons auquel Lewis a donné le nom d’octet. Le premier octet qui se forme progressivement chez les éléments de la première ligne du tableau de Mendeléief est complet quand on arrive au néon, terme de la première courte période.

Quand on parcourt les éléments de la deuxième période, le premier octet se double d’un second, placé sur la même couche. La formation des diverses couches dans les éléments des périodes suivantes est établie de manière à expliquer toutes les particularités du tableau périodique.

La théorie de Langmuir cherche, on le voit, à définir d’une manière précise l’arrangement des électrons de tous les atomes. Il est manifeste qu’elle s'efforce, comme la théorie de Kossel, de traduire en langage électronique tous les caractères de la classification périodique, mais elle satisfait plus complètement l'esprit que cette dernière, parce qu’elle apporte dans cette traduction l'élément géométrique qui la précise et permet de fixer le modèle atomique, c'est-àdire l’image dont nous avons besoin.

La parenté des deux théories nous permet de prévoir que les explications qu’elles fournissent de certains faits sont peu différentes, mais, tandis que la théorie de Kossel considère un seul modede liaison entre les atomes, Langmuir ramène la valence à deux types différents : l'électrovalence et la covalence.

Quand les électrons périphériques de certains atomes suffisent à compléter les couches extérieures des atomes auxquels ils vont s'unir, la combinaison chimique se ramène, après cet échange, à une attraction électrostatique des ions qui se sont ainsi formés. La théorie de Lewis et Langmuir ne se distingue ici de celle de Kossel que parce qu'elle précisel’arrangement des électrons dans les ions. Ce mode de liaison suppose que le nombre total des électrons périphériques de tous les atomes d’une molécule est un multiple de 8 ; c’est le cas de beaucoup de combinaisons :

Na Cl +9) :, Cas ON: EG) NEO (TEE re e) SO3(6 + 3 x 6) PCBF(5+ 5 x7) etc...

Ce mode de liaison est celui de l’électrovalence.

Quand le nombre total des électrons périphériques n’est pas un multiple de 8, Lewis et Langmuir admettent encore la formation d’octets autour de chaque atome, certains électrons appartenant à deux octets voisins dont ilsréalisent la liaison. Dans la combinaison Ci20, par exemple, on ne dispose que de (2 X 7 + 6) ou 20 électrons ; 3 octets indépendants nécessiteraient 24 électrons. L'économie de 4 électrons sera réalisée si l’octet central d'oxygène a en commun deux électrons avec chacun des deux atomes de chlore. C’estlaun type de covalence. La covalence serait la valence ordinaire du chimiste, tandis que l’électrovalence est la valence ionique.

On généralise facilement ces considérations : si e représente le nombre total d'électrons disponibles dans les couches périphériques des divers atomes d’une molécule, #, le nombre d’octets qu'ils forment, et p, le nombre de paires d'électrons que ces octets ont en commun, on a,entre ces trois nombres, la

relation :

On voit que le nombre total d'électrons doit toujours, comme l’a indiqué Lewis, être pair. Les exceptions à cette règle sont, en effet, en nombre infime (les molécules CIO?, NO, NO ont respectivement 19, 11 et 17 électrons périphériques).

La formule précédente, comme l’a remarqué M. Urbain, ne permet pas toujours de définir le nombre p de liaisons par paires d'électrons ; le nom-

bre total d’électrons e n’est pas toujours déterminé par le nombre atomique. Pour certains éléments comme le manganèse ou le chrome, qui présentent de nombreuses valences, il est nécessaire de procéder par tàtonnements pour trouver la valeur de e et, par suite, le nombre p. La théorie de Lewis et de Langmuir se heurte, dans le domaine de la Chimie inorganique, aux mêmes difficultés que la théorie ordinaire de la valence, à cause de la variabilité de celleci. « La classification de Mendeléief, a dit M. Urbain, sert de base à toutes les théories électroniques visant la chimie, et je n’entends pas la critiquer. Si

l’atome était quelque chose d’invariable, la classification de Menceléief serait suffisante pour le but proposé, mais l’atome est un peu en caoutchouc. A ses déformations correspondent des analogies que la table périodique ne met pas en relief. Si l’on veut faire progresser ces théories, et ce doit être notre but, cherchons ce qui leur manque. Il faut que nous arrivions à des idées précises sur la facon dont les électrons périphériques peuvent se changer. Il faut donc édifier une chimie comparée !. » Là se trouve évidemment l’écueil de toutes les théories électroniques de la valence ou de l’affinité. Un élément n’a pas une manière unique de se comporter, c’est-à-dire, dans le langage de l’Atomistique, que ses atomes ne sont pas rigides. Déterminer les variations de leur configuration selon les conditions dans lesquelles ils se trouvent, c’est là, on le conçoit, un problème d’une grande difficulté M. Urbain pense

(1) Premier conseil de Chimie Solvay.— Rapports et discus- SONS NP AS MIO22 D 277;

80 LE PROBLÈME DE L'AFFINITÉ qu'on pourra l'aborder en utilisant à la fois l’Atomistique et l'Energétique. « Je crois, dit-il, que ces deux disciplines doivent se porter un appui destiné à combler mutuellement leurs lacunes. Les théories actuelles sont statiques et abstraites. Elles [ne]tiennent guèrecompte descontingencesquijouent en chimie un si grand rôle, surtout en ce qui concerne les conditions énergétiques qui déterminent la stabilité des espèces et des systèmes chimiques. A des températures très basses on peut accumuler les molécules, la valence est pour ainsi dire très élevée ; quand la température s'élève, la valence diminue. Les conditions de température jouent donc tout au moins un rôle essentiel pour les phénomènes dans lesquels interviennent la valence et ses variations !. » La difficulté du problème de l’affinité est toujours la même. La classification périodique, comme les tables d’attractions électives de Bergman et de ses contemporains, ne peut tenir compte des conditions extérieures. La Thermodynamique, qui estessentiellement la science de ces influences, ne peut rester étrangère à l'évolution des théories électroniques modernes. Nous avons eu déjà l’occasion de rappeler que, dans l'étude des solutions, la théorie de la dissociation électrolytique rencontre des difficultés d'une nature analogue. Elle ne permet pas d'expliquer la variabilité des propriétés de la solution ou de ce qu’on appelle « le milieu thermodynamique ». Tandis que l'Atomistique cherche à pénétrer le mécanisme complexe des phénomènes dont la solution est le siège, et de déterminer pour cela, à partir de la

(1) Premier conseil de Chimie Solvay, p. 278.

structure de chaque molécule ou de chaque ion, la nature et la grandeur des forces que ces corpuscules créent autour d'eux, il se forme, sous l'impulsion même de Lewis, une « théorie thermodynamique des solutions », indépendante de toute hypothèse sur la constitution du milieu. Mais toute théorie thermodynamique se rattache à la conception d’une Science positive et implique un renoncement qui n'est pas dans la nature de l'esprit humain. Il y a, d'autre part, au point de vue qui nous intéresse particulièrement ici, une différence essentielle entre l'unité que réalisent dans les sciences physiques les théories thermodynamiques et celle que pourrait réaliser l’Atomistique. La première est le résultat de la découverte de principes abstraits et assez généraux pour qu'ils puissent s'appliquer à tous les changements, quels qu'ils soient ; la seconde sera la démonstration d'une identité de nature intime entre les faits divers que les deux sciences étudient. L'une est l'œuvre de l'esprit qui fait la Science, l’autre est une propriété des choses. L'unité véritable des sciences physiques ne peut être établie que par l’'Atomistique. C’est aujourd'hui dans le champ de la Chimie que se joue l’avenir du mécanisme, sous la forme qu'il a acquise après toutes les conquêtes de la Physique moderne etqui n’est certainement pas sa forme définitive.

Si imparfaites qu'elles soient, les théories électroniques de Kossel, de Lewis et de Langmuir ont recu déjà de belles confirmations expérimentales. L'étude de la structure des cristaux par les méthodes qui utilisent les rayons X à permis d'établir que chez les halogénures alcalins, le sel gemme, par

exemple, les particules qui sont placées aux mailles du réseau cristallin cubique ne sont ni des molécules,

ni des atomes, mais des ions Na et CI. Les liaisons entre les particules constitutives du cristal (et il doit en être de même des atomes dans la molécule) sont bien de nature électrostatique. De pareils succès sont faits pour encourager la poursuite des spéculations que nous venons d'étudier. Ilne faut, du reste, pas s’étonner de constater que ces théories soient encore trop schématiques et ne puissent expliquer, dans toute leur complexité, les faits d’une science aussi riche que la Chimie. Ce qui importe pour nous, répétons-le, c'est non seulement de suivre le perfectionnement des théories électroniques dans le domaine de la Chimie, mais encore d'observer si ces théories se rapprochent peu à peu, par leurs principes, de celles de la Physique pure. Puisque toutes les spéculations de l’Atomistique s'efforcent d'aboutir à un modèle atomique unique, il s’agit de savoir dans quelle mesure le modèle qui se construit pour l'usage du chimiste ressemble à celui de Rutherford et Bohr.

Il faut bien constater, à ce sujet, que la théorie de Lewis et Langmuir accuse la différence de points de vue que nous avions déjà observée à propos de la théorie de Kossel. L’octet de Lewis et Langmuir est un modèle semi-statique. Les électrons extérieurs au noyau ont des mouvements limités à certaines régions de la couche à laquelle ils appartiennent, et ces mouvements n’altèrent pas la symétrie générale de leur arrangement. Les liaisons de covalence par paires d'électrons ramènent discrètement dansla théorie les liaisons dirigées que Kossel avait cru pouvoir

Du *

abandonner. Au fur et à mesure que le modèle électronique se spécialise dans le domaine de la Chimie, il devient de plus en plus rigide. Peut-être lui serat-il nécessaire de s’assouplirun jour, s’il veut expliquer la variabilité de la configuration de l'atome suivant les conditions extérieures, mais les théories électroniques n’ont pas encore aujourd’hui abordé cette étape dans leur perfectionnement. Elles semblent orientées, pour le moment, vers une explication de l'architecture moléculaire, et les octets de Langmuir remplacent dans les formules de structure les symboles des éléments. Là où le chimiste mettait une lettre, ou un trait, les théories nouvelles mettent un cube ou une paire d'électrons. Le symbole est devenu une image, mais l’image comme le symbole est rigide, et le modèle atomique dont la Chimie a besoin pour représenter les assemblages moléculaires doit être stalique, tandis que celui de Rutherford et Bohr, chargé avant tout d'expliquer l'émission ou l’absorption de radiations, est un modèle dynamique .

L'octet semi-rigide de Lewis et Langmuir limite les mouvements des électrons, mais ne les supprime pas. L'opposition entre le point de vue de la spectroscopie et celui de la Chimie s’accuse complètement dans la théorie de J.-J. Thomson !.

Dans le modèle que ce physicien a établi vers 1920 à l’usage surtout de la Chimie, les électrons occupent des positions déterminées et invariables. Quand

(1) On trouvera un exposé presque complet des travaux de J.J-. Thomson sur ce sujet dans l’ouvrage suivant : L'électron en Chimie. Cinq conférences faites à l’Institut. Franklin, de Philadelphie ; traduction R. Fric, préface de M. A Cotton; Paris, 1926.

nous avons rappelé les traits essentiels du modèle que le même physicien avait déjà proposé vingt ans auparavant et qui fut remplacé par celui de Rutherford, nous avons constaté qu’une configuration stable ne pouvait être réalisée avec un noyau positif et des électrons extérieurs à lui que si ces derniers tournaient autour du centre positif qui les attire. Tous les modèles admettaient que les attractions entre les particules électrisées étaient régies par la loi de Coulomb. Dans la théorie de J.-J. Thomson, on admet encore que la répulsion des électrons varie en raison inverse du carré de la distance, mais on suppose que l’action F du noyau positif sur un électron extérieur s'exprime par la relation plus compiexet

Fe Ee (: a 2:

E et e représentent respectivement la charge positive du noyau et la charge négative d’un électron. Pour de grandes valeurs de la distance r, le premier terme l'emporte sur le second et la force F est une attraction qui obéit d'autant mieux à la loi de Coulomb que la distance est plus grande. Pour des distances très faibles, au contraire, de l’ordre des dimensions atomiques, l’attraction devient une répulsion. Quand r est égal à la constante c, la force est nulle, et l’électron se trouve en équilibre stable.

J.-J. Thomson remarque, en faisant appel à cette hypothèse nouvelle et audacieuse, qu’il est nécessaire d'introduire une longueur de l’ordre des dimensions atomiques pour édifier n'importe quelle théorie de l'atome. L'hypothèse que les actions électriques obéissent à la loi de Coulomb « ne met en effet à

notre disposition que deux quantités, la masse de l’électron et sa charge et ne nous fournit pas les trois unités d’espace, masse et temps nécessaires pour une théorie physique quelconque » 1.

L'équilibre d’un édifice atomique constitué par un noyau positif de charge E et par n électrons de charge e se ramène à un problème de Statique. Quand l'atome n’a qu’un électron, celui-ci est évidemment placé à la distance € ; quand il en a 2, l’attraction qu'exerce sur eux la charge positive du noyau équilibre leur répulsion mutuelle et ils se placent, de part et d'autre du noyau, dans des positions symétriques et à une distance de lui supérieure à la valeur de la constante c. Trois électrons se disposent aux 3 sommets d’un triangle équilatéral au centre duquel est le noyau ; quatre électrons, aux sommets d’un tétraèdre, etc... Au fur et à mesure que croît le nombre des électrons, la distance angulaire de deux électrons voisins diminue. Il doit arriver un moment où il n'est plus possible, à cause de leur répulsion mutuelle, d'accumuler des électrons sur un même polyèdre régulier. L'hypothèse fondamentale de J.-J. Thomson permet d'établir que 9 électrons ne peuvent être maintenus sur une même couche polyédrique que si la charge positive du noyau est supérieure à la charge totale des électrons (E > 9e). Comme les modèles atomiques doivent rappeler la neutralité électrique del’atome, ilne peut exister plus de 8 électrons sur la même couche. Le 9° doit se placer à l'extérieur ; il devient le premier d’une couche nouvelle qui est complète quand elle contient

(1) L’électron en Chimie, p. 5.

à son tour 8 électrons. A l'inverse de Kossel, qui admettait sans la démontrer la stabilité particulière des couches complètes formées de 8 électrons, J.-J. Thomson l'explique simplement à partir de son hypothèse initiale, qui lui permet encore d'établir que les 8 électrons d’une couche complète se disposent aux sommets d’un cube tordu ({wisted cube) 1.

La loi d'action choisie par J.-J. Thomson conduit donc, d’une part, à la disposition des électrons par couches concentriques qui avait permis à Kossel d'interpréter la classification périodique et, d’autre part, à l’octet de Lewis et Langmuir, mais elle possède la base théorique qui manquait aux théories précédentes. Le nombre des faits chimiques qu’elle permet de grouper est considérable et elle s’étend à beaucoup de propriétés physiques de l’atome. Elle donne une explication de la formation des molécules à partir d’atomes identiques et d'atomes différents. L'étude de la stabilité des édifices moléculaires constitués par deux noyaux et plusieurs électrons montre encore que les actions des deux charges positives ne peuvent retenir ensemble plus de 8 électrons empruntés aux couchesextérieures des deuxatomes. Ainsi s'explique que le chlore, qui a 7 électrons périphériques, ne puisses’unir à plus d’un atomede sodium qui n'en aqu'un. La dispositiondes électronsen octetsdans les couches complètes permet à la théorie de J.-J. Thomson, comme à celle de Lewis et Langmuir, de

(1) Cette figure s'obtient à partir de deux carrés dont les plans sont parallèles et normaux à la droite qui joint leurs centres ; on fait tourner l’un des carrés par rapport à l’autre de manière que la projection de leurs sommets sur un plan parallèle donne un octogone régulier.