LEÇON. — THÉORIE ANATOMIQUE

cienne et presque abandonnée aujourd'hui ; elle fat proposée par Berzelius, qui non-seulement voyait dans ce gaz le corps le plus important de la nature, mais le corps qui jouait le principal rôle dans les phénomènes de la chimie.

C'est Prout qui proposa aux chimistes l'hydrogène comme unité, parce qu'il supposait que les équivalents de tous les corps simples étaient desmultiples de celui de l'hydrogène, ce qui n'a été vérifié jusqu'àce jour que pour vingt-trois.Cependant les corps simples qui ne sont pas des multiples entiers de l'hydrogène, présentent des relations numériques si remarquables, qu'ils font croire que l'hypothèse de Prout n'est pas sans fondement. (Dumas.)

Nous adopterons l'hydrogène pour unité par cela seul que les calculs sont plus faciles, à cause de la simplicité des nombres.

Du reste, si on multiplie par 12,5 les équivalents qui se rapportent à l'hydrogène, on les transforme en équivalents ayant pour unité l'oxygène.

Les différentes lois dont nous venons de donner une idée très-sommaire ont trouvé yn lien et une explication dans une hypothèse qui est devenue plus tard le principal fondement de la théùrie atomique.

Les progrès réalisés depuis quelques années dans les sciences physiques assignent naturellement à cette théorie une place, quelque restreinte qu'elle puisse être, dans ces leçons, malgré leur caractère élémentaire.

\ 7 . Théorie atomique. — La notion des combinaisons par proportions définies et par multiples; celle des équivalents qui en sont pour ainsi dire le corollaire, inspirèrent à Dalton l'idée d'exhumer l'hypothèse de l'existence des atomes admise d'une manière vague par quelques philosophes de l'antiquité. Il supposa donc avec Leucippe et Épicure que la matière était formée de particules insécables ou' d'atomes. De plus, il admit que les atomes de chaque espèce de corps simple possèdent un poids invariable et que la combinaison entre plusieurs corps résulte de la juxtaposition de leurs atomes respectifs. Cela admis, il est évident que les combinaisons ne peuvent s'effectuer qu'en proportions définies, puisque ces proportions représentent les rapports invariables entre les poids des atomes qui se juxtaposent. Il est évident aussi que, dans les cas où l'un des composants reste constant, tandis que l'autre augmente, cette augmentation ne peut se réaliser que par multiples, puisque l'atome est indivisible.

r® LEÇON. — LOIS DE GAY-LUSSAC.

Voilà la théorie de Dalton dans toute sa simplicité. Des faits ultérieurs sont venus l'étayer d'une manière si inattendue, qu'aujourd'hui elle est adoptée par la majorité des chimistes ; elle leur a été d'un grand secours pour faire avancer le travail de synthèse qu'ont rendu nécessaire les nombreuses découvertes accumulées depuis le commencement de ce siècle.

18. liOis de Gay-Lussac. — La plus remarquable de ces découvertes, par ordre de date, est celle faite par Gay-Lussac, de 1805 à 1808 : elle eut pour résultat de montrer :

1° Qu'il existe un rapport simple entre les volumes des gaz qui se combinent ;

2° Qu'il existe un rapport simple entre la somme des volumes des gaz composants et le volume des gaz résultant de leur combinaison.

19. Gonséqaences de ces lois. — Répétons-le encore : nulle découverte ne fut plus favorable à la théorie atomique. En effet, si les proportions définies, d'après lesquelles les corps se combinent, représentent les poids relatifs des atomes de ces corps, il est , évident que dans le cas des combinaisons gazeuses, les volumes des gaz agissants Représentent les volumes des atomes. Et comme les gaz se dilatent et se compriment sensiblement de la même manière, lorsqu'on les soumet aux mômes variations de température et de pression, on en conclut, avec Ampère : 1 ° que, sous le môme volume, les gaz renferment le môme nombre d'atomes ; 2° que les poids atomiques des gaz sont proportionnels aux densités de ces gaz.

Ce qui précède s'applique aux gaz et aux vapeurs non composés, dont plusieurs nous serviront à constater la proportionnalité des poids atomiques et des densités, l'hydrogène étant pris pour unité.