I OH

Cu

Fl

Chlorhydrine Chorhydrine Fluorhydrine du sulfurique cuivrique

glycol. de M. Williamson. (Berzelius).

Je montre que dans diverses espèces minérales, telles que la mendipite, la wagnérite, l’apatite, le chlore et le fluor jouent le même rôle que dans les composés précédents.

Enfin, voulant faire voir que ces analogies peuvent être poursuivies dans les classes de combinaisons les plus diverses, je termine en comparant les bases éthyléniques, qui sont les ammoniaques composées du glycol, à certains dérivés métalliques de l’ammoniaque, savoir les bases eupro-ammoniacales et platino-ammoniacales :

H 2 Az 2 ,

Éthylène-diamine.

Platosamine.

Dans le cours de ces développements, j’ai indiqué un certain nombre d’arguments chimiques en faveur de la diatomicité de beaucoup de métaux. J’ai apporté ainsi un nouvel élément dans la discussion relative au système de poids atomiques que MM. Régnault et Cannizzaro avaient fondé sur des considérations purement physiques.

Je pense aussi que mes travaux sur les glycols Ont assis la théorie de 1 atomicité sur une base solide. Avant l’apparition de ma première Note Sur le glycol ou alcool Di atomique, en 1 856 , cette théorie se réduisait à quelques notions ingénieuses, mais isolées, sur la capacité de substitu-

tioti de quelques corps simples, tels que le bismuth (Odling), le phosphore, 1 azote [voir page 16). Depuis, elle a rapidement grandi et domine aujourd’hui la chimie tout entière, grâce aux travaux de MM. Kekulé, Odling, Cooper, Williamson, Frankland, Hofmann, Cahours, Boutlerow, Erlenmeyer, Naquet, etc. Je crois avoir contribué d’une manière efficace à ce grand mouvement, non-seulement par mes expériences, mais surtout par l’interprétation que je leur ai donnée.

Leçons de Philosophie chimique.

(Hachette; Paris, 1864.)

Ce livre est consacré à l’exposition des nouvelles doctrines que je viens de rappeler. Il est divisé en trois parties.

Dans la première partie, je traite du nouveau système de poids atomiques.

Dans la seconde, j’aborde la théorie des types. Je remonte à ses origines, je cherche à établir sa vraie signification et son utilité comme méthode d’exposition. Je montre ensuite qu’elle a sa raison d’être dans un principe plus général auquel elle doit se subordonner, le principe de l’atomicité. Pourquoi a-t-on pu établir un type eau, un type ammoniaque? Parce qu’il existe un élément diatomique oxygène capable de s’unir à 2 atomes d’hydrogène, un élément triatomique azote capable de s’unir à. 3 atomes d’hydrogène.

C’est par les radicaux que l’idée de l’atomicité est entrée dans la science. Leur capacité de combinaison ou de substitution dépend de leur saturation. Prenez un carbure saturé d’hydrogène. Son pouvoir de combinaison est nul. Enlevez-lui 1 atome d’hydrogène et il devient monoatomique. Enlevez-lui 2 atomes d’hydrogène, il devient diatomique; il pourra se combiner maintenant avec 2 atomes de chlore ou se substituer à 2 atomes d’hydrogène.

L’existence bien démontrée de radicaux polyatomiques a fait naître l’idée d’éléments polyatomiques. La théorie des équivalents nous représente les atomes des corps simples comme aptes à se remplacer dans

toutes les combinaisons, suivant de certaines proportions fixes. Mais ces proportions ne représentent pas les atomes d’une manière rigoureuse. Ceux-ci ne sont pas équivalents entre eux, puisqu’ils ne se combinent ou ne se remplacent pas toujours dans le rapport de i à i.

Le chlore, l’oxygène, l’azotp different par leur pouvoir de combinaison à l’égard de l’hydrogène, et c’est ce pouvoir de combinaison qu’on nomme atomicité.

Mais le fait des proportions multiples nous montre, d’un autre côté, que le pouvoir de combinaison d’un corps à l’égard d’un autre s’épuise par degrés, jusqu’à ce qu’il atteigne un maximum qu’il ne dépassera pas. Pour chaque corps déterminé, ce pouvoir de combinaison s’exerce d’ailleurs d’une manière différente, suivant la nature des corps qui entrent en combinaison avec le premier. Le phosphore ne peut s’unir qu’à 3 atomes d’hydrogène; il peut se combiner avec 5 atomes de chlore. 11 est donc difficile d’admettre que le pouvoir de combinaison soit quelque chose d’absolu. C’est une propriété inhérente aux atomes et qui dépend probablement de leur structure. A ce point de vue elle est invariable, aussi invariable que le poids atomique. Mais comme elle ne peut se manifester que par l’intervention d’autres atomes, il est clair qu’elle est influencée par les propriétés de ces autres atomes, par leur structure, leur forme peut-être. A ce point de vue, ses manifestations sont variables. Ce qu’il importe de définir, c’est le rôle que joue un atome donné dans une combinaison, quelle est l’atomicité qu’il y exerce. Résoudre cette question, c’est établir les rapports réciproques entre les atomes dans chaque combinaison et arriver par conséquent à la détermination de l’arrangement moléculaire, de la structure atomique, notions si importantes dans l’interprétation des isoméries.

Telles sont les vues que j’ai développées. Je n’ai point de raison pour les modifier aujourd’hui.

La troisième partie de cet écrit traite de l'alliance de la chimie minérale et de la chimie organique. J’y montre principalement le rôle des éléments polyatomiques dans la structure des molécules complexes. La complication d’un très-grand nombre de composés minéraux et organiques est due à la présence dans leurs molécules d’éléments doués de plusieurs atomicités, et capables par conséquent d’annexer d’autres atomes ou des groupes d’atomes faisant fonctions d’éléments. C’est un

développement de cette idée fondamentale de M. Kekulé qui explique la complication des molécules organiques par la nature tétratomique du carbone, les atomes de ce corps étant capables non-seulement d’attirer d’autres atomes, mais encore de se souder à eux-mêmes, pour épuiser la force de combinaison qui réside en eux.

Sur Vatomicité des éléments.

(Bulletin de la Société Chimique, tome II, page 247; 1864.)

J’avais défini l’atomicité : l’équivalence des atomes, leur valeur de combinaison et de substitution. Je développe dans cette Note le sens que j’attache à cette définition différente de celle qu’ont donnée d’autres chimistes, notamment MM. Kekulé et Foster.

Je combats l’idée d’attribuer à chaque élément, d’une manière absolue, une atomicité déterminée, idée d’après laquelle le phosphore et l’azote seraient triatomiques, l’iode monoatomique. Je dis que les deux premiers jouent le rôle d’éléments triatomiques dans leurs combinaisons avec l’hydrogène; d’éléments pentatomiques, le premier dans le pentachlorure de phosphore, le second dans le chlorure d’ammonium ; que l’iode est monoatomique dans ICI, triatomique dans ICI 3 ; je combats l’idée de M. Kekulé de considérer ces dernières combinaisons comme moléculaires, c’est-à-dire comme formées de la juxtaposition de 2 molécules. Je donne la preuve de la triatomicité de l’iode dans le trichlorure, en rappelant qu’à ce triiodure correspond le triacétate de M. Schützenberger.

J’ajoute que la densité de vapeur du perchlorure de phosphore à de basses températures montre que cette vapeur renferme réellement la combinaison atomique PhCl 5 , mélangée avec les produits de sa dissociation PhCl 3 + Cl 2 .

En terminant je m’exprime ainsi : « Ce qu’il importe de considérer dans les combinaisons chimiques, c’est le rôle que jouent les éléments et surtout les éléments polyatomiques qui servent de lien à la molécule, qui en unissent les différentes parties. Pour me rendre compte de la structure de ces édifices souvent si complexes, je n’ai pas à me préoc-

cuper du pouvoir de combinaison virtuel des éléments, de je ne sais quelle atomicité absolue et idéale, mais du pouvoir de combinaison dont chaque élément fait preuve actuellement. Dans un composé donné, ce pouvoir se manifeste d’une certaine manière; il se manifeste autrement dans un autre composé. Ainsi l’atomicité des éléments varie suivant les combinaisons. Elle s’accroît par degrés, comme nous le montre la loi deDalton ; elle varie aussi suivant la nature des combinaisons : Az s’unit à H 3 , mais non à H 5 , tandis qu’il se combine avec H 4 + Cl. Fe s’unit à S 2 et non à Cl 4 , Pb à Et 4 et non à Cl 4 . »

Sur les densités de 'vapeur anomales.

(Comptes rendus, tome LX, page 728; i 8 G 5 .)

Le système de poids atomiques et la notation qui sont généralement adoptés aujourd’hui reposent sur un ensemble de considérations physiques et chimiques parmi lesquelles les arguments tirés des densités de vapeur occupent le premier rang. En effet, pour déterminer les grandeurs relatives des molécules, on se fonde sur une proposition qui a été émise d’abord par le chimiste italien Avogrado et qu’on peut énoncer ainsi : si 1 atome d’hydrogène occupe 1 volume, les molécules de tous les corps simples et composés doivent occuper a volumes. 11 ne s’agit ici, bien entendu, que de substances capables de prendre la forme gazeuse sans se décomposer.

La célèbre proposition que nous venons de rappeler souffre des exceptions, parmi lesquelles on a souvent cité l’acide sulfurique hydraté, le perchlorure de phosphore, l’iodhydrate d’hydrogène phosphoré, le sel ammoniac et beaucoup de composés analogues. Plusieurs chimistes ont émis l’opinion que ces exceptions étaient plus apparentes que réelles. Ils admettent que les corps dont il s’agit éprouvent à la température où l’on détermine leur densité de vapeur une décomposition qui les scinde en 2 molécules, prêtes à se combiner de nouveau pendant le refroidissement, de telle sorte qu’il ne reste plus de trace de la décomposition ou de la dissociation, pour me servir de l’heureuse expression de mon savant ami M. H. Sainte-Claire Deville.

Cette interprétation a été constatée par d’autres chimistes, et il faut dire qu’elle a manqué d’abord de preuves expérimentales. J’ai été assez heureux pour apporter dans le débat une preuve de cette nature. J’ai rencontré des corps qui offrent et qui conservent, à une certaine distance de leur point d’ébullition, la densité de vapeur qu’on peut appeler normale, parce qu’elle est en harmonie avec la grandeur moléculaire déterminée par les considérations chimiques. Ces mêmes corps présentent 'a des températures plus élevées une densité de vapeur qui décroît sans cesse.

Ces substances sont le chlorhydrate, le bromhydrate et l’iodhydrate d’amylène. Je pense avoir démontré que le décroissement de la densité de vapeur est dû à une décomposition qui devient plus complète à mesure que la température s’élève, les corps dont il s’agit se dédoublant en acides chlorhydrique, bromhydrique, iodhydrique et en amylène. Pendant le refroidissement, l’amylène s’unit de nouveau à ces hydracidcs, mais dans le cas du chlorhydrate cette union n’est pas complète, il reste un certain volume de gaz chlorhydrique non combiné. C’est comme un témoin de la décomposition.

Sur les densités de vapeur anomales.

(Comptes rendus, tome LXII, page 1182.) .

M. H. Sainte-Claire Deville ayant élevé quelques objections contre l’interprétation que je viens de rappeler, j’ai entrepris de nouvelles expériences sur le bromhydrate d’amylène et les corps analogues. Mon savant ami avait pensé que la véritable densité de vapeur de ces corps pouvait être la densité la plus faible observée aux températures les plus élevées, ces vapeurs présentant l’anomalie qu’offre celle de l’acide acétique , et ne prenant leur expansion normale qu’à une grande distance du point d’ébullition. Selon moi, au contraire, elles sont décomposées, dissociées à ces hautes températures. Je l’ai prouvé en montrant que, lorsqu’elles se rencontrent dans ces conditions, elles ne dégagent pas de chaleur, tandis que leur mélange à des températures plus basses donne lieu à une élévation sensible de température.