C ; BD

Exemple

coMrosANTs. nouveaox.

Bnlfbre d'*ntimoine <

Soufre Antimoine

! Hydrogène Chlore

Hydrogène solfuré.

- Chlomre d'antimoine.

C'est là ce que Ton appelle un phénomène de double dé^ composition,

b* Inflaence des divers agents et de Tétat des corps sar les combinaisons. — 1° La chaleur, la lumière, T électricité favorisent les combinaisons. Nous avons déjà vu que le mercure ne se combinait pas à Toxygène à la température ordinaire, mais que la combinaison avait lieu à une température voisine du point d'ébullition du mercure. Nous verrons plus loin des exemples de combinaisons qui s'opèrent sous l'influence de la lumière (V. § 9, d.) ou sous celle de l'électricité (V. Acétylène).

2** Les corps se combinent aussi plus facilement à rélat

naiêêani, c'est-à-dire à cet état particulier dans lequel ils se trouvent au moment où ils sortent d'une combinaison.

3° Les corps sont ou solides, ou liquides, ou gazeux. Une même substance peut affecter les trois états. Portons, par exemple, un morceau de glace à une température supérieure à 0*, nous le verrons devenir liquide; chauffons Teau obtenue par la fusion de la glace, à 100*", elle prendra l'état gazeux, se transformera en vapeur. L'expérience apprend que les combinaisons se font surtout facilement lorsque les corps sont à l'état liquide. Or, lorsqu'un corps se dissout dans un liquide, il prend lui-même l'état liquide ; on comprend donc facilement l'influence de la dissolution sur les combinaisons. Les anciens disaient déjà, mais d'une façon trop absolue : Corpora non agunt, nm êoluta,

4** Enfin, certains corps jouissent de la propriété de s'unir plus facilement à tel élément qu'à tous les autres. On désigne souvent sous le nom d^affinité cette propriété élective des corps. Cette acception du mot affinité diffère de celle que nous lui avons donnée au § 2. £n disant qu'un corps A a beaucoup d'affinité pour un corps B, on exprime simplement par un mot la tendance à se combiner qu'ont les corps A et B. Cette propriété élective des corps est un fait d'expérience, mais peut jusqu'à un certain point se prévoir.

Un composé binaire soumis à l'action d'un courant électrique se décompose en ses éléments. L'un se rend au pôle positif ; on le dit électro-négatif. L'autre va au pôle négatif; on le dit électro -positif. Berzélius a classé les corps en une série linéaire de telle sorte qu'un élément quelconque soit électro-positif vis-à-vis de tous ceux qui le précèdent, et électro-négatif vis-à-vis de ceux qui le suivent dans la série linéaire. Deux corps ont une tendance d'autant plus grande à s'unir qu'ils sont plus éloignés l'un de l'autre dans la série.

€• Loi des proportions définies. — Les rapports en poids tmctni lesquels Us corps se combinent sont invariables pour éioque combinaison.

Prenons, par exemple, 10 centimètres cubes d'une solution de potasse et versons-y, goutte à goutte, de l'acide sulfurique étendu d'eau et contenu dans une burette graduée. Il arrivera un moment où toute la potasse sera neutralisée par l'acide sulfurique, c'est-à-dire que la potasse aura perdu la propriété qu'elle avait de bleuir le papier de tournesol rougi par un acide. L'acide sUlfurique, de son côté, par son action

sur la potasse, a perdu la propriété qu*il avait de rougir fortement le papier bleu de tournesol. Nous avons maintenant en solution un corps nouveau^ du sulfate de potassium. Si nous notons la quantité d'acide sulfurique qu'il a fallu pour arriver à ce résultat, nous constaterons qu'il faudra toujours la même quantité de cet acide pour neutraliser 10 centimètres cubes de la solution de potasse ; qu'il en faudra deux fois plus pour neutraliser 20 centimètres cubes de la même solution potassique, trois fois plus pour neutraliser 30 centimètres cubes, etc.

C'est grâce aux travaux de Wenzel, Richter et Proust que cette loi a été acquise à la science.

d. Loi des proportiolis multiples. — Lorsque devx corps, A et B, en s'unissant peuvent former plusieurs combinaisons, la quantité du corps A restant constante, les quantités ponde» raies du corps B varieront suivant des rapports multiples très-simples.

Ainsi, par exemple, l'azote et l'oxygène forment, en se combinant l'un à l'autre, cinq combinaisons qui renferment :

La l*^*^ pour U d'asoto, 8 d'oxygéue. La S"" pour U d'azote, 16 d'oxygôno := 2 X 8. La S*' — 14 — 21 — =3X8.

La 4 — U — 82 — -= 4 X 8. La 5* — U — 40 — —5X8.

c'est-à-dire que dans ces différentes combinaisons le poids de l'azote restant constant, les poids de l'oxygène seront entre eux comme! I 2 : 3 : 4 : 5. La loi des proportions multiples est due à Dalton.

e. Équivalents. — L'expérience prouve que si l'on combine le chlore à l'hydrogène, au zinc, au mercure, et que l'on prenne de chacune de ces combinaisons des quantités telles qu'elles renferment chacune, par exemple, 35,5 de chlore, les quantités d'hydrogène, de zinc et de mercure seront : 1, 33, et 100. Une partie d'hydrogène, 33 de zinc, etc., s^ équivalent donc par rapport à 35,5 de chlore. Si maintenant nous combinons ces corps à l'oxygène, nous constaterons que pour 8 d'oxygène il faudra 1 d'hydrogène, 33 de zinc et 100 de mercure. Les mêmes quantités de ces métaux s'équivalent .donc encore par rapport à 8 d'oxygène. Enfin, on obtient un composé défini qui renferme 8 d'oxygène pour 35,5 de chlore.

Les nombres 1, 33, 100, 8 et 35,5, représentent les pro-

COMBINAISONS CHIlflQUES. — LOIS. 9

portions suiTant lesquelles les corps dont nous venons de parler se combinent entre enx. On les désigne sous le nom d'éqwvalerU*, On a pris pour unité l'équivalent de Thydrogène qui de tous est le moins élevé.

Pour déterminer l'équivalent d'un corps quelconque, il faudra donc chercher quel est le poids de ce corps qui se combine à 1 d'hydrogène ou à une quantité d'une substance quelconque équivalente à 1 d'hydrogène.

t. Loi de l'isomorphisme on de Mitscherlich. — Lorsqu'un élément peut former, en se combinant aux autres éléments, deux séries de combinaisons, la méthode précédente ne suffit pas, à eUe seule, à déterminer l'équivalent d'un corps. Ainsi, par exemple, le cuivre forme avec le chlore deux combinaisons qui renferment, pour 35,5 de chlore, la première 31,75 et la deuxième 63,5 de cuivre; le même métal forme avec l'oxygène deux combinaisons qui renferment, pour 8 d'oxygène, la première 31 ,75 et la seconde 63,5 do cuivre. Dans ce cas, Téquivalent du cuivre est-il 31,75, ou le double, 63,5 ? Dans le plus grand nombre des cas, la loi de MitscherKch permet de se fixer sur le véritable équivalent d'un corps.

Voici cette loi :

Les corps compoiés offrant une composition semblable pos^ sèdeni, en général, la même forme cristalline, sont isomorphes, comme on dit.

D'après cette loi on ne peut comparer entre eux que des corps isomorphes. Or, le chlorure de cuivre, dans lequel 35,5 de chlore sont combinés à 63,5 de cuivre, et le chlorure d'argent, dans lequel 35,5 de chlore sont combinés à 108 d'argent, sont isomorphes. Le véritable équivalent du cuivre sera donc 63,5.

Mais il n'est pas moins vrai que dans le deuxième chlorure de cuivre 31,75 de cuivre tenaient aussi la place de 108 d'argent, et qu'en réalité les corps ont autant d'équivalents qu'ils forment de combinaisons avec les autres éléments. Le mot équivalent n'a donc pas un sens très-net. Sans m'arrêter longtemps sur cette question, je citerai un dernier exemple. Nous avons vu que 14 parties d'azote se combinaient à 8, 16, 24, etc., d'oxygène ; que l'équivalent de l'azote était 14. Or, 8 d'oxygène s'unissent à 1 d'hydrogène pour former de l'eau. Lorsque l'azote et l'hydrogène s'unissent, la combinaison devrait donc se faire dans le rapport de 14 à 1. Elle se fait dans le rapport de 14 à 3.

i;* Lois des volumes oa lois de Gay-Lassac. — Gay -Lassac a établi par de nombreuses expériences que, lorsque les corps qui se combinent affectent Tétat gazeux :

V Ily avait un rapport simple entre les volumes des gaz gui se combinent ;

2** // y avait un rapport simple entre la somme des volumes des gaz composants et le volume des gaz résultant de la combinaison.

Exemples :

1 ToI. d'hydrogène et 1 vol. de chlore donnent 2 yoI. d'acide ohlorhy-

driqne ; S vol. d'hydrogène et 1 vol. d'oxygèn« donnent 8 vol. de VApear d'ean ; 3 vol. d'hydrogène et 1 vol. d'azoto donnent 2 vol. de g*s ammoniac.

a* HTpothèse des atomes qui se jaxtaposent. — Nous avons étudié, dans les deux paragraphes précédents, d'abord les idées qui régnent dans la science sur la constitution de la matière, ensuite les lois 8uivai\|t lesquelles se font les combinaisons chimiques.

Nous allons maintenant voir si Thypothèse que l'on a faite sur la constitution de la matière explique les différentes lois des combinaisons chimiques. S'il en est ainsi, on conçoit tout de suite que cette hypothèse, en même temps qu'elle jettera un grand jour sur la nature intime des combinaisons chimiques, sera considérablement fortifiée par les lois mêmes qu'elle explique. Une hypothèse, en effet, lorsqu'elle rend compte des faits connus, lorsqu'elle mène à la découverte de lois nouvelles, doit être tenue pour l'expression de la vérité.

C'est Dalton qui, le premier, chercha à concilier les idées que les physiciens ont émises sur la constitution de la matière avec les lois fondamentales des combinaisons des corps entre eux. Il donna à l'atome un sens plus net que celui qu'on lui avait donné jusqu'alors. Pour Dalton, l'atome de chaque matière a un poids déterminé, et la combinaison chimique résulte de l'union des atomes. Dès lors, la loi des proportions définies et le fait des équivalents sont expliqués.

Supposons, par exemple, qu*un atome d'argent pèse 108 fois et un atome de chlore 35,5 fois autant qu'un atome

d*hjdrogène. Si cet atome de chlore s'unit à un atome d*argent et à un atome d^hjdrogène, n*est-il pas évident qu'il faudra un poids d'argent 108 fois supérieur à celui d'hydrogène pour saturer la même quantité de chlore ? 108 d'argent et 1 d'hydrogène s'équivalent donc par rapport à 35,5 de chlore. Maintenant, que Ton unisse un atome d'hydrogène et un atome de chlore ou n atomes de ces deux corps, les rapports en poids ne changeront pas et il faudra toujours 35,5 fois plus de chlore que d'hydrogène pour avoir par Tunion de ces deux corps une combinaison définie.

Quant à la loi des proportions multiples, Daltonla déduisit à priori de son hypothèse. £n efifet, si les combinaisons résultent de la juxtaposition des atomes, il est évident que l*atome d'azote, par exemple, ne pourra se combiner qu'avec 1, 2, 3, 4, etc., c'est-à-dire avec un nombre entier d'atomes d'oxygène, et dès lors, si la quantité d'azote reste constante dans ces différentes combinaisons, les quantités d'oxygène seront successivement doubles, triples, etc.

Bestent les lois suivant lesquelles les corps se combinent lorsqu'ils affectent l'état gazeux. Ces lois peuvent, comme la loi des proportions multiples, se déduire de l'hypothèse d^Avogadro et d'Ampère sur la constitution des gaz. En effet, si volumes égaux de gaz renferment le même nombre d'atomes, et si, d'un autre côté, les combinaisons résultent de la juxtaposition des atomes, il est évident que lorsque deux gaz se combineront, il devra y avoir un rapport simple : l** entre les volumes des gaz qui se combinent ; 2^ entre la somme des volumes des gaz composants et le volume du gaz résultant de la combinaison.

Ainsi la loi des proportions définies, celle des proportions multiples, les équivalents, les lois de Gay-Lussac, en an mot, toutes les lois suivant lesquelles s'effectuent les combinaisons chimiques, sont expliquées par l'hypothèse des atomes qui se juxtaposent dans les combinaisons.

I». Poids atomiques. Différence entre les poids atomiques et les équivalents. — Nous avons vu que , dans la théorie atomique, l'atome de chaque matière a un poids déterminé. Les poids atomiques des corps simples diffèrent, dans un g^and nombre de cas, des équivalents. £n effet, désignons par les symboles H et 0 des quantités d'hydrogène et d'oxygène égales aux équivalents de ces deux éléments, qui sont 1 et 8 (V. § 3, c), l'eau formée par la combinaison d'un équivalent d'hydrogène et d'un équiva-

lent d*oxygène pourra se représenter par la formule H O. D'un autre côté, nous savons que deux volumes d'hydrogène s'unissent à un volume d'oxygène pour former de Teau , autrement dit, comme volumes égaux de gaz renferment même nombre d*atomes, que deux atomes d'hydrogène sont combinés à un atome d'oxygène dans une molécule d'eau. En représentant par les symboles H et 0, non plus les équivalents, mais les poids atomiques de ces deux corps, il faudra

formulerl'eau „ 0 = H*0. Dans ce cas, si nous prenons

pour unité des poids atomiques le poids de l'atome d'hydrogène, le poids atomique de l'oxygène sera évidemment 16. A la lecture de la formule en équivalent H 0, nous voyons que dans l'eau il entre en poids 1 partie d'hydrogène et 8 parties d'oxygène ; maïs cette formule ne nous dit pas le rapport en volumes de ces deux corps. La formule H*0 nous indique non-seulement le rapport qu'il y a entre les poids, mais encore le rapport qu'il y a entre les volumes de l'hydrogène et de l'oxygène.

Ainsi, en dehors de toute hypothèse, en écrivant l'eau H*0 (formule dans laquelle 0 = 16), nous écrivons à la fois et que le rapport en poids entre l'hydrogène et l'oxygène est ^ == ^ et que le rapport en volumes est -f.

Le poids atomique de l'oxygène est donc 16 ; son équivalent n'est que 8. Le soufre, qui a avec l'oxygène les plus grandes analogies, a pour poids atomique 32, pour équivalent 16.

ç. Détermination des poids molécnlaires. — Bappelons ici les exemples cités au § 3, ^ :

1 Tol. d'hydrogène et 1 vol. de chlore donnent 2 vol. d'acide chlorhydrique;

2 vol. d'hydrogènes et 1 vol. d'oxygène donnent 2 vol. de vapenr d'ean;

3 vol. d'hydrogène et 1 vol. d'azote donnent 2 vol. de gaz ammoniac,

ce que l'on pc.it écrire :

H -♦- CI =3 IfCl = 2 volumei.

211+ O :izlPO =2 — 3U + Az = H3Azn2 —

Les formules HCl, H*0, AzH', représentent respectivement une molécule d'acide chlorhydrique, une molécule d'eau, une molécule de gaz ammoniac, et nous voyons que

la molécule de ces trois corps occupe toujours deux volumes si Tatome d*hydrogène en occupe un.

D faut en conclure que l'hypothèse d'Avogadro et d'Ampère, dans laquelle n'entre pas la distinction entre Tatome et la molécule ('), doit, pour les gkz composés , s'énoncer ainsi : Volttmes égaux dt gaz renferment le même nombre de molécules. Mais les gaz, qu'ils soient simples ou composés, jouissent des mêmes propriétés physiques. En généralisant, on arrive donc à considérer les gaz simples comme renfermant eux-mêmes des molécules. Seulement, dans les gaz simples, les atomes qui constituent la molécule sont de la même espèce , et alors l'hypothèse d'Ampère, telle que nous venons de l'énoncer, s'applique à tous les gaz, qu'ils soient simples ou composés. Supposons, par exemple, que deux volnmes d'acide chlorhydrîque renferment 1,000 molécules de ce gaz, un volume en renfermera 500. Mais CCS 1,000 molécules renferment 1,000 atomes de chlore et 1,000 atomes d'hydrogène, et proviennent de la combinaison d'un volume de chacun de ces gaz. Donc :

1 volnme H renfermera 1000 *t. z= 500 mol. ) ^ 1 Cl — 1000 At. = 600 mol. } çj;

1 — H CI. — ÔOOmol. j^j

Le rapport entre les poids de volumes égaux de gaz donnera donc le rapport entre les poids des molécules de ces gaz. On appelle poidê moléculaire d'un corps le rapport du poids de la molécule de ce corps au poids de la molécule d'hydrogène. Par convention, on admet que la molécule d'hydrogène occupe deux volumes.

n sera facile, étant donnée la densité d'un gaz ou d'une vapeur par rapport à l'air, de trouver sa densité par rapport à l'hydrogène. On sait, en eflFet, qu'un volume d'air pesant 1, un volume d*hydrogène pèse 0,0693. Comme le fait voir le rapport -0707TI1 l'hydrogène est 14,44 fois plus léger que l'air. // suffira donc de multiplier par 14,44 la densité d'un gaz par rapport à Vair pour avoir sa densité par rapportai volume d'hydrogène, et par 2 X 14,44 = 28,88 pour

(') Arogadro et Ampère n'avaient pas confondu les molécnlcs avec let atome*. Oette eonituion a été faite plus Urd.

avoir sa densité par rapport à 2 volumes d hydrogène, c'està-dire son poids moléculaire,

KsMABauEs. V Nous avons vu que tous les poids moléculaires correspondent à 2 volumes gazeux, la molécule d*hydrogène occupant 2 volumes. Certains corps, le chlorure ammonique, par exemple, paraissent faire exception à cette loi. Mais l'exception n'est qu'apparente. Car le chlorure ammonique, sous Tinfluence de la chaleur, se décompose en deux corps qui occupent chacun 2 volumes ; de telle sorte que la molécule de chlorure ammonique paraît occuper 4 volumes. C'est là un phénomène de dissociation. Le cadre de cet ouvrage ne nous permet pas d'entrer dans plus de détails à ce sujet. Nous verrons, du reste, plus loin des exemples de dissociation.

2° Il y a un grand nomhre de corps composés dont la densité de vapeur ne peut être déterminée, parce que ces corps se décomposent à une température inférieure à celle où ils se réduiraient en vapeurs. Dans ce cas, les analogies, les combinaisons dans lesquelles on peut faire entrer ces corps, les produits de leur décomposition, permettent le plus souvent d'établir le poids de leur molécule.

3° En général, la molécule des corps simples est formée de deux atomes. II y a pourtant des exceptions. Les molécules de phosphore et d'arsenic renferment 4 atomes. Celles du mercure et du cadmium paraissent n'être formées que d'u9 atome. On dit, dans ce cas, que la molécule et l'atome se confondent.

La distinction entre la molécule et l'atome dans les corps simples explique l'influence de l'état naissant sur les combinaisons. En effet, à l'état naissant, c'est-à-dire à cet état où se trouve un corps lorsqu'il sort d'une combinaison, l'atome du corps est libre et, par conséquent, plus susceptible d'entrer dans une autre combinaison que lorsqu'il s'est uni à lui-même pour former une molécule.

d. Détermination des poids atomiques. — Les corps composés ne peuvent avoir qu'un poids moléculaire ; les corps simples ont à la fois un poids moléculaire et un poids atomique.

Deux méthodes principales servent à déterminer les poids atomiques :

V Etant donnés les poids moléculaires d'un certain nombre de composés dans lesquels entre l'élément dont on cherche le poids atomique, on détermine la quantité de cet

élément qui entre dans chacune de ces molécules et on prend pour poids atomique la plus petite de ces quantités.

Exemple :