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 DICTIONNAIRE DE CHIMIE PURE ET APPLIQUÉE 
 
 DISCOURS PRÉLIMINAIRE 
 
 HISTOIRE 
 
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 DOCTRINES CHIMIQUES 
 
 DEPUIS LAVOISIER JUSQU'A NOS JOURS 
 
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 AD. WURTZ 
 
 Mi BRE DE L'IN TITUT (ACADÉMIE DES SCIENCES) 
 
 PARIS 
 
 LIBRAIRIE DE L. HACHETTE ET C'« 
 
 BOULEVARD S A I K T-G E R M A 1 X , i\ 77 
 
 LONDRES, 18, KING WILLIAM STREET, STRAND - LEIPZIG, 3, KOIMG3 - STRASSE 
 
 
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HISTOIRE 
 
 DES 
 
 DOCTRINES CHIMIQUES 
 
 DEPUIS LiVVOISIER JUSQU'A NOS JOURS 
 
DICTIONNAIRE DE CHIMIE PURE ET APPLIQUÉE 
 
 DISCOURS PRELIMINAIRE 
 
 HISTOIRE 
 
 DES 
 
 DOCTRINES CHIMIQUES 
 
 DEPUIS LAVOISIER JUSQU'A NOS JOURS 
 
 AD. WURTZ 
 
 MEMBRE DE L'iNSTITUT (ACADÉMIE DES SCIENCES) 
 
 
 PARIS 
 
 LIBRAIRIE DE L. HACHETTE ET C' c 
 
 BOULEVARD SAINT-GERMAIN, N° 77 
 LONDRES, 18, KING WILLIAM STREET, STRAND - LEIPZIG, 3, KÔNIGS-STRASSE 
 
 1868 
 
DISCOURS PRELIMINAIRE 
 
 QX> IS' 
 13 6 S 
 
 HISTOIRE 
 
 DES 
 
 DOCTRINES CHIMIQUES 
 
 DEPUIS LAVOISIER 
 
 La chimie est une science française. Elle fut constituée par Lavoisier, 
 d'immortelle mémoire. Pendant des siècles elle n'avait été qu'un recueil de 
 recettes obscures, souvent mensongères, à l'usage des alchimistes et, plus tard, 
 des iatrochimistes. Vainement un grand esprit, Georges-Ernest Stahl, avait 
 essayé, au commencement,du xvm e siècle, de lui donner une base scien- 
 tifique. Son système ne put résister à l'épreuve des faits et à la puissante 
 critique de Lavoisier. 
 
 L'œuvre de Lavoisier est complexe : il fut en même temps l'auteur d'une 
 nouvelle théorie et le créateur de la vraie méthode en chimie. Et la supério- 
 rité de la méthode a donné des ailes à la théorie. Née de l'observation rigou- 
 reuse des phénomènes de combustion, cette théorie a pu s'étendre à tous 
 les faits importants connus à cette époque. Elle avait en elle la justesse et la 
 portée : elle est devenue un système. Après quinze ans de lutte, son triomphe 
 fut éclatant et. demeura incontesté pendant plus d'un demi-siècle : le maître 
 avait trouvé de grands disciples pour consolider et développer son œuvre. 
 Cependant une partie de la science était restée en dehors de leurs efforts et du 
 système, qui s'appliquait plus particulièrement aux composés inorganiques. 
 La chimie organique se bornait alors à la description qualitative des principes 
 extraits des produits d'origine végétale et animale. A la vérité, le génie des 
 découvertes avait amassé de précieux matériaux, mais la science, qui consiste 
 à les coordonner, n'était pas née. Les éléments de cette coordination faisaient 
 encore défaut : ils ne pouvaient être fournis que par l'étude des métamorphoses 
 des composés organiques. Découvrir la constitution atomique de ces composés 
 
 JÏÏ347363 
 
u DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 et par elle expliquer leurs propriétés et établir leurs relations, tel est le but 
 de la chimie organique. Déterminer la nature et le nombre de leurs atomes 
 constituants, étudier leurs modes de formation, leurs métamorphoses, tels 
 sont les moyens qu'elle. met en œuvre. 
 
 Ce grand travail ne commença réellement que vers 1830, et, à partir de 
 cette époque, il fut poursuivi avec vigueur et succès. Il n'est point achevé. 
 Mais que de faits accumulés durant ce long espace de temps ! Nulle mémoire 
 ne saurait les embrasser aujourd'hui, et l'on peut dire, sans exagération, que 
 les richesses de la science ont centuplé depuis Lavoisier. Aussi le cadre où ce 
 grand génie avait enfermé son système est-il devenu trop étroit. Un horizon 
 élargi fait découvrir de nouveaux points de vue : faut-il s'étonner dès lors que 
 les théories suggérées par l'étude des composés organiques, et restreintes 
 d'abord au domaine qui les avait fait naître, aient pris leur essor, essayant 
 de franchir les limites qui séparent la chimie organique de la chimie minérale? 
 Elles les ont franchies. Elles embrassent aujourd'hui le champ tout entier de 
 la science, et, grâce à elles, on peut dire qu'il n'y a qu'une chimie. 
 
 Un si grand résultat n'est ni l'œuvre d'un jour, ni la conquête d'une 
 révolution : c'est le fruit d'un progrès lent et continu. Mais si, oubliant un 
 moment les étapes, nous nous reportons au point de départ, nous devons 
 avouer que le progrès est immense. Comparée à la science d'alors, la science 
 d'aujourd'hui nous apparaît non -seulement agrandie, mais transformée, 
 rajeunie. 
 
 Est-elle achevée en ce qui concerne les doctrines, et les voies nouvelles 
 où elle marche irrésistiblement sont-elles tout à fait aplanies? Nous ne le 
 pensons pas. Mais la grandeur du progrès nous permet d'affirmer que les 
 voies sont bonnes. Nous pouvons donc nous recueillir un moment, et, jetant 
 un coup d'œil sur la distance parcourue, marquer avec assurance le point que 
 nous venons d'atteindre. Dans le grand ouvrage Çue nous offrons au public, 
 avec le concours de collaborateurs distingués, les nouvelles idées régnent sans 
 partage. Il convient donc de les affirmer résolument et de les exposer. Tel est 
 le but de ce travail. 
 
LAVOISIER. 
 
 Le système de Lavoisier a été qualifié d'antiphlogistique, par opposition à 
 la théorie célèbre émise par Stahl dès les dernières années du xvn e siècle et 
 connue sous le nom de « théorie du phlogistique » . Ce grand chimiste, qui 
 fut aussi un grand médecin, en avait trouvé le germe dans les écrits de 
 Bêcher 1 . Les métaux renferment un principe combustible, une « terre inflam- 
 mable » , telle est l'idée de ce dernier savant encore dominé par les croyances 
 des alchimistes, dont le rapprochent d'ailleurs un esprit inquiet et une carrière 
 aventureuse. Mais ces croyances commençaient à décliner et l'étiquette atta- 
 chée aux doctrines de Bêcher n'était plus une marque de faveur. Aussi son 
 idée fut-elle à peine remarquée à l'origine. Pour la mettre en relief et en 
 vogue, il lui a fallu un puissant commentateur, Stahl. « Becheriana sunt qua) 
 profero, » avait dit celui-ci, et pourtant l'idée devint sienne. Il lui donna une 
 expression claire et une forme générale : il en fit une théorie 2 . La terre 
 inflammable de Bêcher reçut le nom de phlogistique. C'était, d'après Stahl, un 
 principe subtil répandu dans les métaux ef, en général , dans les corps com- 
 bustibles, qui le perdent lorsqu'ils sont brûlés ou calcinés. Un métal chauffé 
 à l'air abandonne son phlogistique, en se transformant en une poudre terne, 
 en une chaux métallique. Les battitures qui se sont détachées, étincelantes, du 
 fer incandescent, sont du fer déphlogistiqué. Cette poudre jaune, la litharge, 
 qui se forme par une calcination prolongée du plomb, c'est le plomb privé de 
 son phlogistique. Incombustibles, les corps sont dépourvus de ce principe; 
 inflammables, ils en sont très-riches. Le phénomène du feu est un puissant 
 dégagement de phlogistique. Un corps qui subit l'action du feu se décompose, 
 
 1. Né à Spire en 1633, Jean-Joachim Bêcher mourut en Angleterre en 1682. II émit ses 
 premières idées sur la nature des métaux dans ses Acta laboratorii chymici Monacensis 
 seu Physica subterranea , 1669. Il les exposa principalement dans son dernier ouvrage, 
 intitulé : Alphabetum minérale seu viginti quatuor thèses Chymicœ, 1682. 
 
 2. Georges-Ernest Stahl, né à Anspach en 1660, mourut, en 1734, premier médecin du 
 roi de Prusse. Le premier en date de ses écrits chimiques, sa Zymotechnia fundamentalis, etc., 
 publiée en 1697, renferme, avec l'affirmation des idées de Bêcher, les fondements de la théorie 
 du phlogistique. Après avoir donné, en 1702, une nouvelle édition de la Physica subterranea 
 de Bêcher, il développa ses idées principalement dans les ouvrages suivants : Spécimen Beche- 
 rianum, fundamenta, documenta et expérimenta sistens ; — Expérimenta, observationes 
 animadversiones, CGC numéro, chymicœ et physicœ (1731). 
 
iv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 el ce qui reste après la combustion était d'abord un des éléments du corps 
 combustible. Ainsi, les cendres des métaux ou les chaux métalliques étaient 
 contenues dans les métaux eux-mêmes, en combinaison avec le phlogistique. 
 On peut leur restituer ce dernier en les chauffant avec des substances riches 
 en phlogistique, telles que le charbon, le bois, l'huile. Calcinez la litharge avec 
 la poussière de charbon, vous retrouverez le plomb métallique. Le phlogistique 
 aura abandonné le charbon pour se porter sur la litharge et former avec elle le 
 plomb ré vivifié. 
 
 Le triomphe d'une théorie, c'est d'embrasser les faits les plus nom- 
 breux et les plus divers. Celle- ci s'appliquait avec un égal succès à deux ordres 
 de phénomènes opposés, et établissait entre eux un lien théorique. Rappro- 
 chant les phénomènes de la combustion des faits relatifs à la calcination des 
 métaux à l'air et à leur transformation en chaux métalliques, elle expliquait les 
 uns et les autres et donnait, en second lieu, une interprétation bien simple des 
 phénomènes de réduction, inverses des premiers. 
 
 Mais quel est le rôle de l'air dans la combustion? Sur ce point la théorie 
 était muette, et pourtant l'observation l'avait devancée et avait fait pressentir 
 depuis longtemps l'importance de ce rôle. Jean Rey, médecin du Périgord, 
 l'avait entrevu dès 1630. Celui qui fut le premier président de la Société royale 
 de Londres et aussi le premier, en date, des vrais chimistes, Robert Boyle, avait 
 confirmé ce fait, déjà connu de Rey, que les métaux augmentent de poids par 
 la calcination à l'air. Il y ajouta ce trait important que la conversion du plomb 
 en litharge, dans un espace limité d'air, donne lieu à une diminution du 
 volume de cet air. Il sauvait que celui-ci renferme un principe qui est consommé 
 pendant la respiration et la combustion. Son contemporain et compatriote le 
 médecin Jean Mayow avait soupçonné dès 1669 que l'air n'est pas formé par 
 une seule et même substance, mais qu'il renferme des particules plus propres 
 que les autres à entretenir la combustion, et que ces particules 1 , enlevées à l'air 
 par les corps qui brûlent, sont aussi absorbées par le sang dans les poumons. 
 Mais toutes ces observations étaient demeurées stériles au point de vue de 
 la théorie. On n'en tenait aucun compte, ou on les écartait par des explications 
 aussi superficielles qu'erronées. L'augmentation du poids des métaux par la 
 calcination, Robert Boyle la met sur le compte de la chaleur absorbée. Stahl 
 lui-même la connaît et la mentionne sans l'expliquer. Il la regarde comme 
 un détail secondaire. 
 
 A cette époque, les chimistes s'attachaient uniquement à l'apparence exté- 
 rieure des faits, se bornant à contempler et à décrire ce qu'on pourrait nom- 
 mer le côté qualitatif des phénomènes. L'étude des relations de quantité, dans 
 les réactions chimiques, était négligée comme un luxe inutile pour la théorie, 
 ou du moins était perdue pour elle. 
 
 1 . Particulœ nilroaereœ. 
 
LAVOISIER. 
 
 II. 
 
 Une ère nouvelle s'ouvre avec Lavoisier. Les faits relatifs à l'augmentation 
 de poids des métaux pendant la combustion, confirmés par lui, multipliés par 
 une série d'expériences décisives, mis en lumière par une discussion brillante, 
 deviennent, entre ses mains, à la fois une arme victorieuse contre la théorie 
 du phlogistique et la pierre angulaire d'un nouveau système. La combustion 
 n'est pas une décomposition, c'est une combinaison résultant de la fixation d'un 
 certain élément de l'air sur le corps combustible. Celui-ci augmente de poids 
 en se consumant et cette augmentation de poids représente précisément le 
 poids du corps gazeux ajouté. 
 
 La découverte du gaz éminemment propre à entretenir la combustion, faite 
 par Priestley en 177 A, donne une nouvelle force à cette théorie. Lavoisier montre 
 que ce gaz est un des éléments de l'air et le nomme oxygène. Dès lors, le rôle 
 de l'air dans les phénomènes de combustion est clairement établi. En vain les 
 derniers défenseurs du phlogistique, Gavendish, Priestley, le grand Scheele 
 lui-même essayent-ils de sauver la théorie de Stahl en la modifiant et en 
 admettant que le rôle de l'air consiste à enlever le phlogistique aux corps 
 combustibles. Un gaz, disait Priestley, est d'autant plus propre à entretenir la 
 combustion qu'il renferme lui-même moins de phlogistique; l'air en contient 
 peu, le gaz éminemment comburant qu'il renferme n'en contient point, l'autre 
 élément de l'air en est saturé, il est incapable d'entretenir la combustion. Ces 
 raisonnements, en représentant comme riche en phlogistique un gaz incom- 
 bustible (l'azote), défiguraient la théorie au lieu de la sauver. Lavoisier leur 
 opposa victorieusement un argument tiré des relations pondérales. Le tout, 
 disait-il, est plus grand que la partie; les produits de la combustion, plus 
 pesants que les corps combustibles, ne sauraient donc être un des éléments 
 de ceux-ci; car rien ne se perd dans les réactions chimiques, et rien ne se 
 crée, la matière étant indestructible. Si donc les corps augmentent de poids 
 en brûlant, c'est par le gain r ou l'addition d'une nouvelle matière; lorsque, 
 d'un autre côté, les chaux métalliques, les oxydes, sont ramenés à l'état de 
 métal, ce n'est pas par la restitution du phlogistique, c'est par la perte de 
 l'oxygène qu'ils renferment. C'est ainsi que Lavoisier établit le premier la 
 nature élémentaire des métaux et fixa, en général, la notion des corps simples. 
 11 reconnut comme tels les corps dont on ne peut retirer qu'une seule espèce 
 de matière et qui, soumis à l'épreuve de toutes les forces, se retrouvent 
 toujours les mêmes, indestructibles, indécomposables. Ayant ainsi imprimé à 
 un grand nombre de substances primordiales le sceau d'une individualité 
 propre, il réforma définitivement les idées anciennes sur la nature des éléments 
 et mit fin à l'espoir de réaliser des transmutations. Cette illusion séculaire, ni 
 encouragée, ni détruite par les partisans du phlogistique, devait durer, en effet, 
 aussi longtemps que les métaux étaient envisagés comme des corps composés. 
 
 Les corps simples ainsi définis, Lavoisier les représente comme doués du 
 
vi DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 pouvoir de s'unir entre eux, de manière à former les corps composés, cette 
 union s'effectuant sans perte de substance, de telle sorte qu'on retrouve dans 
 la combinaison toute la matière pondérable des corps constituants. Ces grands 
 principes forment la base de la chimie. Universellement acceptés, ils nous 
 paraissent si simples, si indiscutables aujourd'hui, qu'ils s'imposent en quelque 
 sorte comme des axiomes. Ils ne l'étaient pas alors, et c'est la gloire durable 
 de Lavoisier de les avoir proclamés, nous dirons mieux, démontrés. Il l'a fait 
 clans une série de travaux fortement enchaînés par l'idée dominante et deve- 
 nus immortels par la sagacité des expériences, la clarté de l'exposition, la 
 rigueur des déductions. Et si quelque chose pouvait rivaliser d'importance avec 
 les découvertes mêmes du grand maître , ce serait sa méthode , cette méthode 
 qui consiste à appliquer la balance à tous les phénomènes chimiques et qui 
 est sienne parce qu'il en est le vrai promoteur. Cavendish, Bergman, Mar- 
 graf avaient fait des analyses quantitatives ; aucun d'eux n'avait songé à appli- 
 quer l'étude des relations pondérales à la solution d'une question théorique. 
 Lavoisier a eu cette idée et ce mérite. La méthode qu'il a inaugurée est la 
 seule bonne en chimie. Non-seulement elle n'a pas été remplacée, mais on ne 
 comprendrait pas qu'elle pût l'être. 
 
 Ayant pris pour point de départ l'étude des phénomènes d'oxydation, 
 Lavoisier a naturellement accordé la plus grande attention à l'oxygène et aux 
 composés qui en renferment. Il a fait connaître le rôle important de ce gaz 
 dans la formation des acides, des oxydes, des sels. Les principes qui l'ont 
 guidé dans l'étude de ces composés oxygénés, les plus importants de tous, ont pu 
 être appliqués facilement à tous les composés chimiques. Il en est résulté une 
 théorie générale qui a été opposée vers 1775 aux idées de Stahl alors domi- 
 nantes. La lutte a été vive, et ceux-là mêmes qui ont le plus contribué, après 
 Lavoisier, à ébranler la théorie du phlogistique par leurs découvertes, en ont 
 été, à la fin, les champions les plus obstinés. Scheele mourut en 1784, à l'âge 
 de quarante-trois ans, sinon partisan convaincu de l'idée même du phlogis- 
 tique dans le sens qu'y avait attaché Stahl, du moins défenseur énergique du 
 mot; tant il est vrai que l'habitude est notre maître. Dans cette même année 
 1784 , alors que la doctrine nouvelle avait subjugué en France tous les esprits 
 éclairés, Berthollet à leur tête, Cavendish publia une exposition détaillée et une 
 défense ingénieuse de la théorie du phlogistique. Plus tard, sans se rendre, il 
 cessa son opposition. Priestley ne la cessa jamais. Il mourut en 1804, près des 
 sources du Susquehannah, ayant emporté dans le nouveau monde son génie 
 inquiet et son obstination. Pour Lavoisier, enlevé dans la vigueur de l'âge et 
 dans la plénitude de l'activité, il eut la satisfaction, rare pour un si grand 
 novateur, d'assister enfin au triomphe de ses idées. En 1794, au jour où la 
 hache révolutionnaire mit fin à son existence, sa théorie était acceptée par 
 le plus grand nombre des hommes compétents , et les rares opposants qui 
 osaient encore élever la voix ne purent retarder la chute d'un système désor- 
 mais condamné. 
 
LAVOISIER. vi 
 
 III. 
 
 Après avoir esquissé à grands traits l'œuvre de Lavoisier clans les pages 
 précédentes, nous devons maintenant aborder quelques détails, et indiquer 
 le développement de ses doctrines par la suite des découvertes qui lui appar- 
 tiennent ou qui sont propres à ses successeurs. 
 
 En 1772, Lavoisier dépose à l'Académie un pli cacheté. Il y traite, pour la 
 première fois, de l'augmentation de poids des métaux par la calcination. Il 
 démontre, en outre, que le soufre et le phosphore augmentent de poids lors- 
 qu'ils brûlent à l'air, et que cette augmentation de poids est due à l'absorption 
 (1 une certaine quantité d'air. Enfin, il établit que la réduction des chaux 
 métalliques donne lieu à un dégagement d'air. 
 
 Quelques-unes de ces expériences sont décrites d'une manière détaillée 
 dans un mémoire publié en 111k. Ayant maintenu de l'étain longtemps en 
 fusion dans un vase clos, Lavoisier observa, comme Black, une diminution du 
 volume de l'air. Mais, plus profond et plus habile que son devancier, il put 
 constater que l'augmentation de poids de l'étain représente précisément le 
 poids de l'air qui rentre dans le vaisseau lorsqu'on ouvre celui-ci après le 
 refroidissement. C'était démontrer que l'étain augmente de poids parce qu'il 
 absorbe de l'air; car l'air qui disparaît du vaisseau par absorption pèse 
 évidemment autant que celui qui le remplace, à volume égal, à la fin de 
 l'expérience. 
 
 Peu après la découverte de l'oxygène par Priestley en 1774, Lavoisier 
 fait paraître un nouveau mémoire, où il montre que dans la calcination des 
 métaux et la combustion ce n'est pas l'air tout entier, mais un de ses éléments, 
 l'oxygène, qui est absorbé. Il le nomme d'abord air vital ou air éminemment 
 propre à entretenir la combustion et la respiration. En préparant ce gaz, 
 comme l'avait fait Priestley, par la calcination de la chaux mercurielle, il 
 démontre que celle-ci est une combinaison de mercure et d'oxygène, et admet, 
 par analogie, que toutes les chaux métalliques ont une semblable composition. 
 Il les représente comme formées de métal et d'air vital (oxygène). 
 
 Partant de ce fait connu de son temps que les chaux métalliques chauffées 
 avec du charbon se convertissent en métal, tandis qu'il se dégage de l'air fixe 
 (acide carbonique), Lavoisier envisage ce dernier comme une combinaison de 
 charbon et d'air vital. Il admet en outre, que cet air vital est un des éléments 
 du salpêtre , qui entretient si vivement la combustion du charbon , en déga- 
 geant de l'air fixe. La composition de ce dernier gaz fut établie un peu plus 
 tard par une brillante synthèse. Ayant effectué la combustion du diamant, pour 
 la première fois depuis la célèbre expérience des académiciens del Cimento, 
 Lavoisier montra que l'unique produit de cette combustion est l'air fixe, nommé 
 depuis acide carbonique. 
 
 Ainsi inaugurées, ses recherches sur la composition des acides furent 
 continuées en 1777 par l'étude de l'acide phosphorique qui résulte de la corn- 
 
vin DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 bustion du phosphore. Après avoir constaté de nouveau que ce dernier corps 
 augmente de poids en brûlant, Lavoisier précise le rôle de l'air dans le phéno- 
 mène, en démontrant que le cinquième du volume de cet air est absorbé par 
 le phosphore. 
 
 D'autres expériences entreprises dans le cours de la même année le 
 fortifient dans cette conclusion, que des deux éléments de l'air un seul, 
 l'oxygène, est capable d'entretenir la combustion. 
 
 Ses travaux sur la composition de l'acide sulfurique se rattachent aux pré- 
 cédents. Il démontre que cet acide diffère du gaz sulfureux par une plus 
 grande proportion d'oxygène. Il indique les mômes relations de composition 
 entre l'acide nitrique et le gaz oxyde d'azote que Scheele venait de découvrir. 
 Il signale comme un composé intermédiaire entre ces deux corps la vapeur 
 rutilante produit de l'oxydation directe de l'oxyde d'azote. Tous ces travaux 
 mettent en évidence le rôle que joue dans la formation des acides cet « air émi- 
 nemment propre à entretenir la combustion et la respiration », qu'il nomme 
 pour la première fois oxygène dans un mémoire publié en 1778. 
 
 Plus tard, il revient aux oxydes et passe aux sels. S'étant efforcé de déter- 
 miner les rapports clans lesquels l'oxygène s'unit aux métaux, il représente les 
 oxydes comme les éléments nécessaires de tous les sels. Avant lui la constitu- 
 tion de ces derniers était généralement méconnue. On les représentait tantôt 
 comme formés d'un acide uni à un métal, tantôt comme résultant de l'union 
 d'une chaux métallique avec un acide , les faits alors connus étant invoqués 
 tour à tour à l'appui de l'une ou de l'autre manière de voir. On savait que la 
 litharge est capable de former un sel en se dissolvant dans le vinaigre. Mais on 
 connaissait aussi un grand nombre de sels formés par l'action d'un acide sur 
 un métal. Le vitriol blanc ou sulfate de zinc ne se forme-t-il pas lorsqu'on 
 arrose le métal zinc avec de l'acide sulfurique étendu? Le dégagement d'hydro- 
 gène qui accompagne cette dissolution, d'abord passé inaperçu, avait reçu 
 plus tard une fausse interprétation. Lavoisier prouva que cet hydrogène pro- 
 vient de la décomposition de l'eau qui prend part à la réaction et dont l'oxygène 
 se fixe sur le zinc. Ce n'est donc pas le zinc, c'est le zinc oxydé, ou l'oxyde 
 de zinc, qui s'unit à l'acide sulfurique. 
 
 L'action est différente, mais les résultats sont analogues lorsque le cuivre 
 se dissout dans l'acide nitrique. Ici le métal exerce une action décomposante 
 non sur l'eau, qui est toujours présente, mais sur une partie de l'acide lui- 
 même qui lui cède de l'oxygène. Le cuivre se convertit ainsi en oxyde qui 
 s'unit à une autre partie de l'acide nitrique pour former un sel. Quant à cette 
 portion de l'acide qui a cédé de l'oxygène au métal, elle est ramenée par 
 cette désoxydation ou réduction à l'état de vapeur rutilante ou d'acide hypo- 
 azotique qui se dégage. 
 
 Telle est l'interprétation que donna Lavoisier des phénomènes de dis- 
 solution des métaux dans les acides, phénomènes dont la diversité avait 
 embarrassé ses prédécesseurs et dont le sens leur avait échappé. Le grand 
 réformateur les ramène à ce double mode d'action : oxydation préalable du 
 métal, union de l'oxyde formé avec l'acide. 
 
 Ayant ainsi reconnu le rôle de l'oxygène dans la formation des acides, des 
 
LÀVOISIER. ix 
 
 oxydes, des sels, il jeta, par quelques définitions très -simples, les fonde- 
 ments d'un nouveau système de chimie. 
 
 Un acide résulte de l'union d'un corps simple, ordinairement non métal- 
 lique, avec l'oxygène. 
 
 Un oxyde est une combinaison de métal et d'oxygène. 
 
 Un sel est formé par l'union d'un acide avec un oxyde. 
 
 Ces principes, démontrés pour les composés oxygénés, pouvaient s'étendre 
 immédiatement aux autres combinaisons chimiques. 
 
 Un sulfure résulte de la combinaison du soufre avec un métal. 
 
 Un phosphure renferme un métal, plus du phosphore. 
 
 Seuls les chlorures restaient encore, sinon en dehors du système, du 
 moins en dehors du groupe des définitions exactes. En effet, le chlore ayant été 
 envisagé par Berthollet comme un composé d'acide muriatique et d'oxygène, 
 les chlorures ont passé longtemps pour des sels oxygénés. Mais cette erreur, 
 qui fut corrigée plus tard, ne put porter atteinte à la nouvelle théorie, qui 
 représentait les corps simples comme doués du pouvoir de se combiner entre 
 eux sans perte de substance en formant des composés de divers ordres, sui- 
 vant leur complication. 
 
 Un corps simple s'unit-il à un autre corps simple, il en résulte un com- 
 posé binaire du premier ordre. Les acides, les oxydes, les sulfures, etc., 
 appartiennent à ce genre de combinaisons, les plus simples de toutes. 
 
 Mais les acides et les oxydes sont doués eux-mêmes du pouvoir de s'unir 
 entre eux pour former des composés binaires du second ordre qui sont les sels. 
 
 Quel que soit le degré de complication. d'un composé, on peut toujours 
 y discerner deux parties constituantes, deux éléments immédiats, ceux-ci 
 étant des corps simples ou des corps composés. Le sulfure de fer renferme 
 deux parties constituantes, le soufre et le fer, tous deux corps simples. 
 Dans le vitriol vert, un nouveau corps simple vient s'ajouter aux précédents : 
 ce sel renferme, en effet, du soufre, du fer et de l'oxygène, mais ces éléments 
 y sont combinés de telle manière que l'oxygène est partagé entre le soufre 
 et le fer, formant avec le premier l'acide sulfurique, avec le second l'oxyde 
 de fer. Cet acide et cet oxyde sont les éléments immédiats du sel. 
 
 Ainsi, toutes les combinaisons chimiques sont binaires; tel est le trait 
 caractéristique du système. Dans toutes, l'affinité s'exerce sur deux éléments 
 simples ou composés. Ceux-ci s'attirent et s'unissent entre eux en vertu d'une 
 certaine opposition de propriétés qui est précisément neutralisée par le fait de 
 leur union. Voilà le dualisme. 
 
 C'est le fondement de la théorie et le principe de la langue. Et cette langue 
 chimique, si admirable dans sa précision, n'a pas peu contribué au triomphe 
 des idées, à la fin du dernier siècle. 
 
 IV. 
 
 Il y avait alors au parlement de Dijon un avocat général, Guyton de Mor- 
 veau, qui consacrait noblement ses loisirs à l'étude de la chimie et de la miné- 
 
x DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 ralogie. Il avait été frappé, dans ses leçons publiques, des inconvénients de la 
 nomenclature, si l'on peut appeler ainsi une langue sans régies et sans clarté, 
 collection de mots bizarres et de synonymes fatigants. Dès 1782 , il proposa de 
 nouvelles dénominations qui ne furent pas acceptées, mais qui portaient en 
 elles le germe d'une vraie nomenclature. 
 
 Désigner par le nom même la composition d'une substance, tel était le 
 but de la réforme entreprise par Guyton de Morveau. 
 
 Elle trouva un puissant appui en Lavoisier qui, de son côté, réussit à 
 gagner à la nouvelle doctrine l'auteur de la nomenclature. Une entente s'établit 
 ainsi en 1787, et, grâce à l'influence prépondérante de Lavoisier et au con- 
 cours de Berthollet et de Fourcroy, la nouvelle langue s'adapta à la nouvelle 
 théorie. 
 
 Les noms expriment la composition, mais comme celle-ci est binaire, 
 chaque dénomination est formée de deux mots. La classe des combinaisons 
 oxygénées a servi de modèle pour toutes les autres. 
 
 Les composés les plus simples de l'oxygène sont les acides et les oxydes. 
 Ces deux mots indiquent l'un et l'autre la présence de l'oxygène; ils marquent 
 le genre de combinaison; l'espèce est indiquée par un autre mot, ordinaire- 
 ment un adjectif, qui fait connaître le nom du corps simple, métalloïde ou 
 métal, combiné avec l'oxygène. Ainsi on dit acide sulfurique, oxyde de plomb 
 ou oxyde plombique. 
 
 S'agit-il d'exprimer les divers degrés d'oxydation d'un seul et même 
 corps, la nomenclature est féconde en artifices ingénieux; elle fait précéder 
 l'un ou l'autre mot de prépositions grecques, ou elle ajoute à l'adjectif des 
 terminaisons variables. Ainsi, elle désigne les divers degrés d'oxydation du 
 soufre par les noms : acides hyposulfureux, sulfureux, sulfurique. Elle indique 
 les degrés d'oxydation du plomb et du manganèse par les dénominations sui- 
 vantes : protoxyde de plomb, bioxyde de plomb, protoxyde de manganèse, 
 peroxyde de manganèse. 
 
 Deux mots, de même, pour désigner les sels : l'un marquant le genre, 
 déterminé par l'acide; l'autre l'espèce, déterminée par la base métallique. 
 Ainsi sulfate de plomb veut dire combinaison d'acide sulfurique et d'oxyde de 
 plomb; sulfite de potasse, combinaison d'acide sulfureux et de potasse. 
 
 Les mêmes principes ont été appliqués à la nomenclature des composés 
 que le soufre et le phosphore forment avec les métaux. 
 
 Mais ce n'est pas ici le lieu d'insister sur ces détails, notre but étant seu- 
 lement de faire ressortir l'influence des nouveaux noms sur la propagation des 
 nouvelles idées. A partir de 1790, la notion fondamentale du système de 
 Lavoisier, savoir le dualisme dans les combinaisons, s'est introduite dans 
 l'esprit du lecteur, savant ou écolier, avec les mots mêmes de la langue chi- 
 mique; et l'on sait quelle est, en pareil cas, la puissance des mots. 
 
 Ce système, bien que reposant sur des faits, n'était pas exempt d'hypo- 
 thèses. En considérant les sels comme renfermant deux éléments distincts, et 
 en y admettant le partage de l'oxygène entre l'acide et la base, elle préjugeait 
 un certain groupement des éléments qui n'était pas susceptible d'une démons- 
 tration directe. C'était en réalité une hypothèse. Clairement indiquée dans la 
 
LAVOISIER. xi 
 
 langue, elle s'est imposée aux esprits et transmise comme une vérité démon- 
 trée, de génération en génération. En effet, elle avait la simplicité et la vraisem- 
 blance. Non-seulement elle rendait compte de tous les faits connus, mais 
 encore elle en fit découvrir de nouveaux et des plus importants ; elle était 
 bonne, parce qu'elle était féconde. 
 
 On savait, à la fin du siècle dernier, que les alcalis , les terres alcalines et 
 les terres, telles que la potasse, la chaux, l'alumine, possèdent la propriété de 
 s'unir aux acides pour former des sels, et pourtant ces bases salifiables 
 n'avaient pas été décomposées. En les assimilant aux oxydes, Lavoisier en 
 devina la nature ; mais personne n'en avait encore retiré les radicaux métal- 
 liques. Depuis 1790, de nombreux essais, tentés pour la réduction des alcalis 
 et des terres, n'avaient abouti qu'à des insuccès. Tant de déceptions avaient 
 découragé les chimistes, à ce point que la grande découverte de H. Davy fut 
 accueillie, en 1807, avec une véritable surprise. 
 
 Mais le fait annoncé par le grand chimiste anglais de la réduction des 
 alcalis par le courant d'une pile puissante fut bientôt confirmé par ceux-là 
 mêmes qui avaient d'abord émis quelques doutes, Gay-Lussac et Thenard. On 
 sait que ces chimistes sont parvenus à réduire la potasse et la soude en les sou- 
 mettant à l'action du fer à une très-haute température. Seules quelques terres, 
 telles que l'alumine et la magnésie, ont résisté à ces puissants moyens de 
 décomposition. OErsted ayant appris plus tard à les convertir en chlorures 
 anhydres par l'action simultanée du chlore et du charbon au rouge, M. Wœh- 
 ler eut le premier la pensée et la gloire de décomposer ces chlorures anhydres 
 par les métaux alcalins que Davy avait découverts. Il isola ainsi l'aluminium, 
 qui est devenu depuis un métal usuel entre les mains de M. II. Sainte-Claire 
 Deville. 
 
 Toutes ces découvertes, qui ont illustré les plus grands noms de la chimie 
 dans ce siècle, découlent d'une idée, l'idée de la constitution des sels émis? 
 par Lavoisier. 
 
 Sur un autre point la théorie s'est trouvée en défaut. Lavoisier avait admis 
 d'abord que tous les acides renferment un élément commun, qu'il a nommé 
 oxygène, parce qu'il l'envisageait comme le principe acidifiant, ou générateur 
 des acides. Cette proposition, exacte dans beaucoup de cas, était trop absolue 
 'dans son énoncé. Berthollet en montra l'exagération dès 1789 par l'analyse 
 de l'hydrogène sulfuré et de l'acide prussique, tous deux exempts d'oxygène, 
 et doués de propriétés acides. Mais une des exceptions les plus importantes 
 à la règle de Lavoisier, c'est l'acide muriatique, dont la composition fut recon- 
 nue plus tard 1 . C'est un acide minéral énergique. Il neutralise la potasse 
 comme l'acide sulfurique, en donnant lieu à des phénomènes analogues, élé- 
 vation notable de la température, formation d'une matière saline, blanche, 
 neutre, qui se précipite en petits cristaux, si les liqueurs sont concentrées. 
 Dans les deux cas un acide est neutralisé par une, base, avec formation d'un 
 sel, et pourtant le premier de ces acides ne renferme point d'oxygène. 
 
 Comme il arrive souvent dans les sciences, ces faits, d'abord embarrassants 
 
 1. Note 1, p. lxxxvii. 
 
xii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 pour la théorie et regardés comme exceptionnels, sont devenus le point de 
 départ d'une généralisation nouvelle. 
 
 IL Davy en fit la base d'une théorie sur les sels, que Dulong appuya, 
 mais qui fut rejetée par leurs contemporains comme contraire aux idées reçues. 
 Aujourd'hui elle est admise et nous aurons soin de l'exposer plus tard. Une 
 seule remarque pour terminer notre sujet. Ce grand progrès qui consiste à con- 
 fondre clans un même ordre des phénomènes, et à expliquer par la même 
 théorie la neutralisation des bases par les hydracides et par les oxacides , et 
 qui a ébranlé la théorie de Lavoisier sur la constitution des acides, découle 
 des faits découverts par Berthollet, cà une époque où cette théorie venait de 
 remporter ses premiers triomphes. Elle portait donc, presque en naissant, le 
 germe de sa destruction. 
 
DALTON ET GAY-LUSSAC. 
 
 i. 
 
 A l'époque où Lavoisier posait les bases de la nouvelle chimie, un savant 
 allemand, Wenzel, travaillait obscurément à élargir et à préciser, par des 
 analyses exactes, les notions que l'on possédait alors sur la composition des 
 sels. Les chimistes du temps avaient été frappés de ce fait, que deux sels 
 neutres peuvent former, par un échange de bases et d'acides, deux nouveaux 
 sels, neutres comme les premiers. Ainsi, lorsqu'on mêle des solutions con- 
 centrées et neutres de sulfate de potasse et de nitrate de chaux, il se forme, 
 par double décomposition, du sulfate de chaux qui se précipite et du nitrate 
 de potasse qui reste en solution. Les deux nouveaux sels sont neutres comme 
 les deux autres, et c'est la permanence de la neutralité qu'il s'agissait d'expli- 
 quer. Wenzel fut assez heureux pour trouver cette explication. Il montra que 
 lorsqu'on mêle deux sels neutres en quantités telles, que l'acide du premier 
 est exactement neutralisé par la base du second, il arrive aussi que l'acide 
 du second suffit exactement pour neutraliser la base du premier. En d'autres 
 termes , il fit voir que lorsque deux sels neutres se décomposent réciproque- 
 ment , la neutralité se maintient par cette raison que les quantités relatives de 
 bases qui neutralisent un poids déterminé d'un certain acide sont précisément 
 celles qui neutralisent un poids déterminé d'un autre acide. 
 
 De là découle la loi de l'équivalence, qui fut développée vingt ans plus 
 tard par Richter. Les quantités de différentes bases qui neutralisentlOOO grammes 
 d'acide sulfurique sont proportionnelles aux quantités des mêmes bases qui 
 neutralisent 1000 grammes d'acide nitrique. Les premières sont équivalentes 
 entre elles, c'est-à-dire peuvent se remplacer par rapport à un certain poids 
 d'acide sulfurique. Il en est de même des secondes, qui peuvent se remplacer 
 par rapport à un certain poids d'acide nitrique. Si le poids de l'acide ne 
 change pas, le poids de chacune des bases demeure invariable; s'il augmente 
 ou s'il diminue, le poids de chacune des bases augmente ou diminue dans la 
 même proportion. 
 
 Les rapports pondéraux suivant lesquels les acides se combinent aux 
 oxydes sont donc absolument fixes : tel est le fait fondamental qui se dégage 
 des recherches qui ont été entreprises à la fin du siècle dernier sur la compo- 
 sition des sels. La loi de l'équivalence implique la loi des proportions définies. 
 
 Ces conséquences théoriques, qui se déduisent des travaux de Wenzel et 
 qui leur donnent une si- haute importance, furent à peine remarquées, et les 
 
xiv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 découvertes du chimiste de Freiberg, complétées par celles de Richter \ tom- 
 bèrent bientôt dans un profond oubli." L'heure de Wenzel et de Richter n'était 
 pas venue. Leurs contemporains agitaient des idées théoriques d'un ordre plus 
 élevé. Les luttes et les triomphes de Lavoisier captivaient alors tous les esprits, 
 et pourtant les faits dont il s'agit, interprétés comme ils devaient l'être 
 vingt ans plus tard , seraient devenus pour le nouveau système une confirma- 
 tion et un appui. 
 
 Mais l'interprétation théorique faisait encore défaut. Elle découle des tra- 
 vaux d'un savant anglais qui a doté la science de la conception à la fois la plus 
 profonde et la plus féconde parmi toutes celles qui ont surgi depuis Lavoisier. 
 
 II. 
 
 Au commencement de ce siècle, la chimie était professée à Manchester 
 par un homme qui joignait à un amour ardent de la science cette noble fierté 
 du savant qui sait préférer l'indépendance aux honneurs, et à une vaine popu- 
 larité la gloire des travaux solides. Ce professeur est Dalton; son nom est un 
 des plus grands de la chimie. 
 
 Ayant étudié la composition de deux gaz formés d'hydrogène et de char- 
 bon, le gaz des marais et le gaz oléfiant, il reconnut que pour la même quan- 
 tité de charbon ce dernier renferme exactement moitié moins d'hydrogène 
 que le premier. Il fit des remarques analogues concernant la composition de 
 l'acide carbonique et de l'oxyde de carbone et celle des composés oxygénés de 
 l'azote. De ces recherches s'est dégagé un fait général qu'on peut énoncer 
 ainsi : Lorsqu'un corps forme avec un autre plusieurs combinaisons, le poids 
 de l'un d'eux étant considéré comme constant, les poids de l'autre varient 
 suivant des rapports numériques très-simples : 1 à 2, 1 à 3, 2 à 3, i àï, 
 1 à 5, etc. Telle est la loi des proportions multiples formulée par Dalton. 
 
 Une si grande découverte complétait heureusement celles de Wenzel et de 
 Richter. Ces chimistes avaient établi que la combinaison entre les acides et les 
 bases a lieu suivant des proportions invariables et définies. Dalton reconnut 
 qu'il en est ainsi pour les combinaisons qui s'effectuent entredes corps simples. 
 Au fait des proportions définies il ajouta le fait des proportions multiples. 
 L'importance de ses travaux eût été peut-être méconnue si l'auteur, esprit 
 élevé et profond, n'avait réussi à interpréter les faits qu'il avait découverts par 
 une hypothèse saisissante et à les exprimer par une formule d'une grande 
 simplicité. Reprenant l'idée de Leucippe et le mot d'Épicure, il supposa que 
 les corps étaient formés de petites particules indivisibles qu'il nomma atomes. 
 A cette notion ancienne et vague il donna un sens précis en admettant, d'une 
 part, que pour chaque espèce de matière les atomes possèdent un poids 
 invariable, et de l'autre, que la combinaison entre diverses espèces de ma- 
 
 1 . Richter a publié quelques analyses inexactes et a eu la mauvaise fortune de les adapter 
 à certaines idées théoriques plus erronées encore. Cette circonstance a discrédité tous ses 
 travaux, dont le mérite n'a été reconnu que vingt ans plus tard par Berzelius. 
 
DALTON ET GAY-LUSSAC. xv 
 
 tière résulte, non pas de la pénétration de leur substance, mais de la juxta- 
 position de leurs atomes. , 
 
 Cette hypothèse fondamentale étant admise, le fait des proportions défi- 
 nies et le fait des proportions multiples trouvent une explication simple et 
 satisfaisante. 
 
 Les proportions définies suivant lesquelles les corps se combinent repré- 
 sentent les rapports invariables entre les poids des atomes qui se juxtaposent. 
 
 Les proportions multiples indiquent le nombre variable d'atomes de la 
 même espèce qui peuvent s'unir à un ou à plusieurs atomes d'une autre 
 espèce, ce dernier cas étant celui où deux corps forment ensemble plusieurs 
 combinaisons. 
 
 De telles combinaisons multiples ne pouvant s'effectuer en effet que par 
 l'addition de nouveaux atomes entiers, il en résulte évidemment que les rap- 
 ports numériques entre ces atomes sont nécessairement rationnels et géné- 
 ralement simples. De plus, le rapport entre les atomes d'un élément et ceux 
 de l'autre demeure invariable dans une quelconque des combinaisons, quel 
 que soit le poids que l'on considère. Si donc on prend dans des composés 
 formés par l'union, à divers degrés, de deux éléments, des quantités qui 
 renferment un poids constant de l'un d'eux, il est clair que les poids variables 
 du second doivent être multiples les uns des autres comme le sont, dans les 
 dernières molécules, les atomes de l'un par rapport aux atomes de l'autre. 
 
 Les proportions définies , les proportions multiples suivant lesquelles les 
 corps se combinent, représentent les poids de leurs atomes, non les poids 
 absolus, mais les poids relatifs. Ce sont des nombres exprimant des rapports 
 pondéraux. Le terme de comparaison, c'est le poids de l'un des atomes pris 
 pour unité. Dalton choisit pour unité l'hydrogène. Si l'atome d'hydrogène 
 pèse 1, quel sera le poids de l'atome d'oxygène? Il sera 7 d'après Dalton, qui 
 admettait qu'il faut 7 parties d'oxygène pour former de l'eau avec 1 partie 
 d'hydrogène. Nous savons aujourd'hui que le nombre 7 est inexact et que l'eau 
 est formée de 8 parties d'oxygène pour 1 partie d'hydrogène. Mais ce qu'il 
 importe d'établir, c'est que les nombres 1 et 7 que Dalton envisageait comme 
 les poids atomiques de l'oxygène et de l'hydrogène, représentaient précisément 
 les proportions suivant lesquelles ces corps se combinent pour former de 
 l'eau. Ses contradicteurs ne pouvaient nier ce fait; mais, repoussant l'inter- 
 prétation théorique, ils ne voulaient point accepter le mot. Ces poids atomiques 
 de Dalton, Wollaston les nomma équivalents , H. Davy, nombres proportion- 
 nels, et l'on voit que ces notions de poids atomiques et d'équivalents, qui ont 
 été séparées plus tard, ont été confondues dans l'origine et ne représentaient 
 autre chose que les proportions pondérales suivant lesquelles les corps se 
 combinent. Remarquons d'ailleurs que les déterminations numériques publiées 
 par Dalton étaient loin d'être exactes, circonstance qui a pu soulever des cri- 
 tiques, mais qui n'enlève rien à la grandeur de sa découverte et à la force de 
 sa conception. 
 
 Voici un point important qu'il a déduit lui-même de l'idée des atomes. 
 Si une combinaison donnée se forme par la juxtaposition d'atomes de diverse 
 nature ayant chacun un poids déterminé, il est clair que la somme des poids 
 
xvi DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 de ces atomes doit représenter le poids de cette combinaison, et la plus 
 petite quantité qu'on en puisse concevoir sera celle qui renfermera le plus 
 petit nombre possible d'atomes élémentaires. C'est ce qu'on appelle une 
 molécule d'un corps composé, et le poids de cette molécule sera évidemment 
 formé par la somme des poids de tous les atomes élémentaires qu'elle ren- 
 ferme. Mais les corps composés, en s'unissant entre eux, suivent les mêmes 
 lois que les corps simples. Ils s'attirent et se juxtaposent par molécules entières, 
 c'est-à-dire que tous les atomes qui forment la molécule de l'un des corps 
 composés se transportent intégralement vers tous les atomes qui constituent 
 une ou plusieurs molécules d'un autre corps composé. Ainsi l'acide carbonique 
 s'unit-il à la chaux, tous les atomes élémentaires qui constituent la molécule 
 de l'acide s'ajoutent aux atomes qui constituent la molécule de la chaux et il 
 se forme ainsi une molécule de carbonate de chaux. Il en résulte que de telles 
 combinaisons doivent s'effectuer, comme les autres, en proportions définies et 
 en proportions multiples. 
 
 En proportions définies, car on ne saurait concevoir moins d'une molé- 
 cule s'unissant à une autre molécule, les deux possédant d'ailleurs un poids 
 déterminé. 
 
 En proportions multiples, car dans le cas où un corps composé est capable 
 de former plusieurs combinaisons avec un autre corps composé, 1 ou 2 molé- 
 cules de l'un doivent attirer 1, 2, 3 molécules entières de l'autre. 
 
 On voit que la loi des proportions définies, ainsi élargie et interprétée par 
 Dalton , comprenait comme un cas particulier les lois de composition des sels 
 découvertes par Wenzel et Richter. Ainsi l'on peut dire que l'œuvre du grand 
 chimiste anglais se résume en ces trois points : 
 
 La loi des proportions définies confirmée et généralisée ; 
 
 La loi des proportions multiples introduite dans la science ; 
 
 Ces deux lois reliées l'une à l'autre et interprétées théoriquement par 
 l'hypothèse des atomes. 
 
 Dalton trouva dans son compatriote Thomson un interprète convaincu, 
 mais les contradicteurs ne lui ont pas manqué. Le célèbre System of Che- 
 mistry où Thomson avait fait connaître en 1807 les découvertes et les idées de 
 Dalton ayant été traduit en français, Berthollet fit précéder cette traduction 
 d'une préface écrite en 1808. Il y attaqua vivement la théorie atomique et 
 même le fait des proportions définies. L'une et l'autre s'accordaient peu avec 
 les opinions qu'il avait émises lui-même sur les rapports pondéraux des 
 éléments dans les combinaisons. 
 
 On connaît les recherches profondes de Berthollet sur l'affinité. Tous les 
 corps possèdent à des degrés divers de l'affinité les uns pour les autres, mais 
 cette force chimique subit l'influence de diverses forces physiques, telles que 
 l'élasticité, la cohésion, qui peuvent la modifier profondément. Deux sels sont- 
 ils en présence l'un de l'autre, les deux acides tendent à se partager les deux 
 bases, deux nouveaux sels tendent à se former en vertu d'une double décom- 
 position, c'est-à-dire d'un échange de bases et d'acides. Cependant cet échange 
 est incomplet et la décomposition s'arrête à un certain point, de telle sorte que 
 les deux nouveaux sels restent mélangés avec une certaine portion des sels 
 
DALTOiN ET GAY-LUSSAC. xvn 
 
 primitifs non décomposés. Mais dans le cas où l'un des nouveaux sels est inso- 
 luble ou volatil, la décomposition s'achève tout entière, car ce sel se dérobe en 
 quelque sorte par son élasticité s'il se volatilise, par sa cohésion s'il se pré- 
 cipite, et ses éléments ne sauraient exercer aucune action au sein du mélange. 
 C'est ainsi que l'affinité, cause des réactions chimiques, est influencée, d'après 
 Berthollet, par l'intervention de certaines forces physiques, et seules ces der- 
 nières forces déterminent quelquefois la formation de combinaisons à com- 
 position définie. Voici comment. 
 
 Deux corps sont en présence; la cohésion de l'un n'est vaincue par l'affinité 
 qu'au moment où une certaine proportion de l'autre corps s'est portée sur le 
 premier. Les éléments des deux corps s'unissent alors suivant un rapport pon- 
 déral fixe. Ou encore deux corps peuvent s'unir en proportions variables, mais 
 parmi ces combinaisons l'une se distingue par la prédominance de la cohésion ou 
 de l'élasticité : les éléments de cette dernière sont alors combinés en proportions 
 définies, par la raison qu'elle cristallise, qu'elle est insoluble ou volatile. 
 
 Berthollet admet donc les proportions définies, non comme une loi géné- 
 rale, mais comme un fait accidentel se produisant sous l'empire de forces 
 étrangères à l'affinité. Lorsque ces dernières forces, la cohésion, l'élasticité, se 
 balancent, soit dans les corps composants, soit dans les produits de leur com- 
 binaison, l'affinité, dégagée de ces entraves, peut s'exercer librement et n'est 
 plus soumise qu'à l'influence des masses. Les combinaisons et en général les 
 actions chimiques peuvent alors s'effectuer en proportions quelconques suivant 
 les masses qui réagissent. On comprend l'accueil que le célèbre auteur de ces 
 propositions a dû faire aux idées de Dalton. Il les a combattues vivement. Mais 
 sa grande autorité ne put prévaloir contre l'autorité des faits. La thèse contraire 
 fut soutenue par Proust, qui a opposé aux raisonnements de son adversaire des 
 analyses exactes d'oxydes et de sulfures. Commencée en 1801, cette discussion 
 se prolongea jusqu'en 1808. Le souvenir en est ineffaçable tant par la grandeur 
 des résultats acquis que par les rares qualités déployées par les champions, 
 tous deux puissants dans la lutte et également animés du respect de la vérité 
 et des convenances. 
 
 La loi des proportions fixes, fondamentale en chimie, est sortie triom- 
 phante de ce grand débat. Depuis elle a été universellement acceptée, et 
 pourquoi ne pas dire qu'elle a reçu de nos jours une éclatante confirmation? 
 Cette vérité que des analyses approximatives avaient révélée au génie de 
 Wenzel, de Richtér, de Proust, de Dalton, de Wollaston, M. Stas la établie 
 par des déterminations tellement exactes, qu'elles approchent de la précision 
 absolue. D'après Wenzel, Richter et Proust on pouvait admettre une grande 
 loi de la nature, d'après M. Stas on peut affirmer que cette loi n'est pas sou- 
 mise à des perturbations sensibles. 
 
 III. 
 
 Dans les premières années de ce siècle, où la question qui nous occupe 
 était agitée par les maîtres de la science , un jeune savant à peine sorti de 
 
 b 
 
XV1I1 
 
 DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 l'École polytechnique se préparait par de fortes études et par des travaux 
 exacts aux plus belles découvertes. Joseph-Louis 'Gay-Lussac, élève ingénieur 
 en 1801, allait devenir un grand maître lui-môme. Ses recherches sur les 
 rapports volumétriques suivant lesquels les gaz se combinent entre eux ont 
 conduit à ce double résultat , de fournir un argument nouveau et décisif en 
 faveur des proportions définies, de donner à la théorie atomique un appui 
 solide et une nouvelle expression. 
 
 Rappelons d'abord les faits. 
 
 Les rapports en volumes suivant lesquels les gaz hydrogène et oxygène se 
 combinent pour former de l'eau n'étaient pas fixés avec certitude. On avait 
 admis tour à tour que cette combinaison s'effectuait dans le rapport de 12 vo- 
 lumes d'oxygène à 23 volumes d'hydrogène, de 100 volumes d'oxygène à 
 205 volumes d'hydrogène, de 72 volumes d'oxygène à 143 volumes d'hydro- 
 gène. Gay-Lussac démontra en 1805, en collaboration avec A. de Humboldt, 
 que les deux gaz se combinent exactement dans le rapport de 1 volume de 
 l'un à 2 volumes de l'autre. 
 
 Généralisant cette observation, il fit voir, en 1809, qu'il existe un rapport 
 simple non -seulement entre les volumes de deux gaz qui se combinent, mais 
 encore entre la somme des volumes des gaz qui entrent en combinaison et le 
 volume qu'occupe la combinaison elle-même, prise à l'état gazeux. 
 
 Ainsi 2 volumes d'hydrogène s'unissent à 1 volume d'oxygène pour 
 former 2 volumes de vapeur d'eau. 
 
 2 volumes d'azote sont combinés avec 1 volume d'oxygène dans 2 vo- 
 lumes de protoxyde d'azote. 
 
 Dans ces deux cas, 3 volumes des gaz composants se réduisent à 2, par 
 l'effet de la combinaison : le rapport de 3 à 2 est simple. Dans d'autres 
 cas on constate les rapports de 2 à 2 ou de à à 2. Ainsi, 1 volume de chlore 
 s'unit à 1 volume d'hydrogène pour former 2 volumes d'acide chlorhy- 
 drique; 3 volumes d'hydrogène s'unissent cà 1 volume d'azote pour former 
 2 volumes d'ammoniaque. 
 
 La découverte de Gay-Lussac a une portée immense. Pour saisir les consé- 
 quences qui en découlent, rapprochons-la des faits découverts antérieurement. 
 
 Les corps se combinent en proportions pondérales définies qui expriment, 
 d'après Dalton, les poids relatifs de leurs atomes. 
 
 Les gaz se combinent en proportions volumétriques définies et simples, 
 c'est-à-dire qu'on constate un rapport simple entre les volumes des gaz qui 
 entrent en combinaison. 
 
 Si donc on applique aux gaz l'hypothèse de Dalton, n'est-il pas évident 
 que les poids des volumes des gaz qui se combinent doivent représenter les 
 poids de leurs atomes? Prenons un exemple. Si 1 volume de chlore s'unit à 
 1 volume d'hydrogène, le poids de 1 volume de chlore doit représenter le 
 poids de 1 atome de chlore , et le poids de 1 volume d'hydrogène doit repré- 
 senter le poids de 1 atome d'hydrogène. Mais les poids de volumes égaux des 
 gaz, rapportés à l'un d'eux, sont ce qu'on nomme leur densité. Il doit donc 
 exister une relation simple entre les densités des gaz et leurs poids atomiques. 
 
 Cette relation existe. Nous verrons que les densités des gaz sont proportion- 
 
DALTON ET GAY-LUSSAC. xix 
 
 nelles aux poids de leurs atomes ou à des multiples simples de ces poids atomiques. 
 
 On le voit , la découverte de Gay-Lussac , après avoir apporté une puis- 
 sante confirmation à la loi des proportions définies, a prêté un appui efficace 
 à la théorie atomique, en montrant que les densités des gaz offraient un moyen 
 de détermination ou de contrôle des poids atomiques. Et pourtant, par un 
 singulier hasard, ces deux corollaires de la découverte dont il s'agit ont été 
 méconnus par ceux-là mêmes qui avaient le plus grand intérêt à les mettre en 
 lumière et à les faire accepter. Dalton a mis en doute l'exactitude des faits 
 avancés par Gay-Lussac. Gay-Lussac, de son côté, estimait que le fait des 
 rapports simples et définis entre les volumes des gaz qui se combinent pou- 
 vait se concilier avec l'opinion de Berthollet que les corps s'unissent, en 
 général, en proportions très -variables 1 . Il essayait ainsi de sauver les idées 
 de Berthollet au moment même où il leur portait un coup décisif. 
 
 Nous venons de signaler l'existence d'une relation simple entre les densi- 
 tés des gaz et les poids de leurs plus petites particules. Un chimiste italien a 
 essayé de la préciser peu de temps après la découverte de Gay-Lussac. Dans un 
 mémoire publié en 1811, Amedeo Avogaclro 2 a émis l'opinion que les gaz sont 
 formés de particules matérielles assez espacées pour être complètement affran- 
 chies de toute attraction réciproque, et ne plus obéir qu'à l'action répulsive 
 de la chaleur. Ces petites masses, il les nommait molécules intégrantes ou con- 
 stituantes. En prenant la forme gazeuse, la matière se résout, d'après lui, 
 en molécules intégrantes dont le nombre est le même pour des volumes égaux. 
 Il en résulte que dans les gaz les poids de ces molécules intégrantes sont 
 proportionnels aux densités. 
 
 Avogadro appliquait cette proposition à tous les gaz, simples ou compo- 
 sés. Dans sa pensée, les molécules intégrantes n'étaient donc pas les atomes 
 proprement dits, c'est-à-dire les petites masses indivisibles par la force chi- 
 mique, c'étaient des groupes d'atomes unis entre eux par l'affinité et mis en 
 mouvement par la chaleur. En un mot, elles constituaient ce qu'on nomme 
 aujourd'hui les molécules. Ces molécules étant contenues en égal nombre 
 dans des volumes égaux de différents gaz, il est évident que la chaleur doit les 
 écarter également. L'hypothèse d' Avogadro, il le fait remarquer lui-même, 
 explique donc ce fait que les mêmes variations de température et de pression 
 font subir à tous les gaz, à peu de chose près, les mêmes variations de volume. 
 
 Une conception si juste et si simple semble avoir échappé à l'attention des 
 contemporains, soit que son auteur ait manqué de l'autorité nécessaire pour la 
 faire adopter, soit qu'il l'ait discréditée en essayant d'étendre son hypothèse 
 aux corps non gazeux. Ampère a reproduit cette hypothèse en 1814 3 . Il nomme 
 
 1. Mémoires de la Société d'Arcueil, t. I, p. 232, 
 
 2. Essai d'une manière de déterminer les masses relatives des molécules élémentaires des 
 corps et les proportions selon lesquelles elles entrent dans les combinaisons, par A. Avogadro, 
 Journal de Physique , t. LXXIIL p. 58 ; juillet 1811. 
 
 3. Lettre de M. Ampère à M. le comte Berthollet, sur la détermination des proportions 
 dans lesquelles les corps se combinent, d'après le nombre et la disposition relative des 
 molécules dont leurs particules intégrantes sont composées. [Annales de Chimie A™ sér., 
 t. XC, p. 43; 30 avril 1814.) 
 
xx DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 particules les molécules intégrantes d'Avogadro, molécules les atomes. « Je suis 
 parti, dit-il, de la supposition que, dans le cas où les corps passent à l'état 
 de gaz, leurs particules seules soient séparées par la force expansive du calo- 
 rique , à des distances beaucoup plus grandes que celles où les forces d'affinité 
 et de cohésion ont une action appréciable, en sorte que ces distances ne dépen- 
 dent que de la température et de la pression que supporte le gaz, et qu'à des 
 pressions et des températures égales les particules de tous les gaz, soit simples, 
 soit composés, sont placées à la même distance les unes des autres. Le nombre 
 des particules est, dans cette supposition, proportionnel au volume du gaz. » 
 
 Ces particules que la chaleur fait mouvoir, Ampère les supposait formées d'un 
 nombre plus ou moins considérable de molécules, c'est-à-dire d'atomes. Ainsi 
 Ampère n'a garde de confondre les particules avec les atomes qui les composent. 
 
 Cette confusion a été faite plus tard , car le mot atome a été souvent pris 
 dans le sens qu'Ampère attachait au mot particule. Le grand promoteur de 
 la théorie atomique, Berzelius, admettait plusieurs espèces d'atomes, des 
 atomes simples et des atomes composés. Cette dernière expression, qui était 
 vicieuse, s'appliquait aux particules d'Ampère. On disait donc il y a une tren- 
 taine d'années : «Volumes égaux des gaz renfermant un égal nombre d'atomes, 
 dans les mêmes conditions de température et de pression. » Dans le sens 
 que nous attachons aujourd'hui au mot atome, cette proposition n'est vraie 
 que pour un certain nombre de gaz simples, l'oxygène, l'hydrogène, le chlore, 
 l'azote , etc. Elle est inexacte si on l'applique à tous les corps simples et aux 
 corps composés pris à l'état de gaz ou de vapeur. Nous savons aujourd'hui, 
 grâce aux recherches de M. Dumas, que la vapeur de phosphore, d'arsenic, 
 de mercure, ne renferme pas sous le même volume le même nombre d'atomes 
 que les gaz hydrogène, oxygène, azote, etc. Pareille remarque s'applique aux 
 gaz composés. Ainsi, le gaz ammoniac renferme 1 atome d'azote et 3 atomes 
 d'hydrogène, c'est-à-dire h atomes, alors que le gaz chlorhydrique ne ren- 
 ferme, sous le même volume, que 1 atome d'hydrogène et 1 atome de chlore, 
 en tout 2 atomes. Et pourtant les gaz composés sont soumis aux mêmes lois 
 de dilatation que les gaz simples. Ampère et Avogadro avaient en vue les uns 
 et les autres. Ils supposaient tous les corps gazeux formés, à volume égal, 
 d'un même nombre de particules placées à des distances égales et obéissant 
 de la même manière à l'action de la chaleur. Leur idée était juste. Elle procède 
 des découvertes de Gay-Lussac, elle s'adapte à l'hypothèse de Dalton, elle 
 rend compte des propriétés physiques des gaz, et pourtant elle n'a jamais 
 obtenu l'assentiment unanime des chimistes. Appliquée aux atomes et énoncée 
 dans les termes que nous avons rappelés plus haut, elle était une formule sai- 
 sissante, mais inexacte, et ce n'est que de nos jours qu'elle a reçu une expres- 
 sion correcte et un développement conséquent. Il en résulte que la belle 
 conception d'Avogadro et d'Ampère est demeurée, pendant quarante ans, 
 presque stérile pour la théorie atomique. Celle-ci a pris son essor néanmoins, 
 mais l'impulsion est venue d\m autre côté. 
 
BERZELIUS 
 
 Berzelius, le grand continuateur de Lavoisier, a complété le système de 
 la chimie dualistique. Il a donné à la théorie atomique, d'une part, une base 
 solide par des déterminations de poids atomiques aussi exactes que nombreuses, 
 et, de l'autre, une expression nouvelle par l'usage de formules adaptées à 
 l'idée du dualisme. Ce dualisme lui-même, il a cherché à l'expliquer par 
 l'hypothèse électro-chimique. Telle est en peu de mots la grande part qui lui 
 revient dans le progrès des idées. 
 
 Jacques Berzelius était né en 1779 à Wafnersunda, dans la Gothie occi- 
 dentale. Il mourut à Stockholm en 1848. Dans le cours d'une longue carrière 
 entièrement consacrée à la science, il conquit l'autorité la plus incontestée et 
 épuisa tous les honneurs qui peuvent tomber en partage à un savant. Titres 
 académiques et titres de noblesse, position élevée dans l'enseignement et dans 
 l'État, fortune et considération publique, tout cela est venu le combler sans 
 diminuer chez lui le goût et le culte de la science. Il travailla jusqu'à son der- 
 nier jour. Auteur de découvertes nombreuses et importantes, il a dû plus à 
 la persévérance qu'au génie. Ce qui frappe d'admiration dans ses travaux, c'est 
 l'exactitude des faits observés et la rigueur conséquente des déductions, plutôt 
 que l'éclat et la profondeur des idées. Il porta les méthodes d'analyse à un 
 degré de perfection inconnu auparavant, formant ainsi lui-même l'instrument 
 de ses plus grandes découvertes. 
 
 Il a fait connaître le premier les oxydes de cérium 1 , le sélénium (1818), 
 la thorine (1828); il a isolé le silicium, le zirconium, le tantale. De telles 
 découvertes frappent par leur importance, mais elles ont porté moins de fruits, 
 au point de vue du progrès des doctrines, que les recherches poursuivies pen- 
 dant trente années, par Berzelius, sur la fixation des poids atomiques. 
 
 Dalton avait publié en 1808, dans son New System of chemical Philo- 
 sophy, une table de poids atomiques. Il avait choisi pour unité le poids de 
 l'atome de l'hydrogène. Les nombres qu'il donne pour les poids atomique^ de 
 
 4. En commun avec Hisinger, en 4 850. 
 
xxn DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 17 autres corps simples, assez exacts pour quelques-uns, s'écartent notable- 
 ment des chiffres vrais pour le plus grand nombre. Ces écarts sont moins 
 sensibles dans la table que donna Wollaston en 18U 1 et dans laquelle les 
 poids atomiques ou plutôt les équivalents (le mot est de Wollaston) sont rap- 
 portés à l'équivalent de l'oxygène, qu'il posa égal à 10. Les tables qu'a publiées 
 Berzelius sont à la fois plus complètes et plus exactes. Il y rapportait les poids 
 atomiques à celui de l'oxygène, supposé égal à 100. La quantité d'un métal 
 capable de former avec 100 d'oxygène le premier degré d'oxydation était 
 prise, généralement, pour le poids atomique de ce métal. Dans certains cas il 
 s'est écarté de cette règle. Il en a été ainsi pour quelques corps non métal- 
 liques et aussi pour divers métaux. Wollaston, s' inspirant des idées de Dalton, 
 avait pris pour poids atomique de l'hydrogène la quantité pondérale d'hydro- 
 gène capable de s'unir à 10 d'oxygène, c'est-à-dire à 1 atome d'oxygène. 
 En d'autres termes, les poids atomiques de l'hydrogène et de l'oxygène repré- 
 sentaient les proportions relatives suivant lesquelles les deux corps se com- 
 binent pour former de l'eau, celle-ci résultant de l'union de 1 atome ou 
 équivalent d'hydrogène avec 1 atome ou équivalent d'oxygène. Les termes 
 atome ou équivalent étaient, on le voit, synonymes. Berzelius, au contraire, 
 s' appuyant sur les découvertes de Gay-Lussac, admettait que l'eau, qui 
 résulte de l'union de 2 volumes d'hydrogène et de 1 volume d'oxygène, est 
 formée de 2 atomes d'hydrogène et de 1 atome d'oxygène. Il a donc pris pour 
 le poids atomiqua de l'hydrogène le poids de 1 volume de ce gaz, le poids de 
 1 volume d'oxygène étant représenté par 100. 
 
 C'est ainsi que s'est introduite dans la science la distinction entre les 
 atomes et lés équivalents : elle découle des découvertes de Gay-Lussac inter- 
 prétées par Avogadro et Ampère. Elle apparaît pour la première fois dans les 
 tables de Berzelius. Pour Dalton, les atomes représentent les proportions sui- 
 vant lesquelles les corps se combinent, et les poids atomiques se confondent 
 avec les équivalents. Pour Berzelius, les atomes représentent les volumes 
 gazeux, et les poids atomiques ne sont autre chose que les poids relatifs de 
 volumes égaux des gaz. Pour un certain nombre de corps gazeux, un équiva- 
 lent est formé de 2 atomes. Il en est ainsi non-seulement pour l'hydrogène, 
 mais pour l'azote, le chlore, le brome et l'iode, ces derniers étant supposés 
 réduits en vapeur. Les poids atomiques de ces corps représentent les poids 
 de 1 volume; mais comme il faut 2 volumes- d'azote, de chlore, etc., pour former 
 avec 1 volume d'oxygène le premier degré d'oxydation, il est clair que les poids 
 de 2 volumes d'azote, de chlore, représentent les équivalents de ces corps par 
 rapport à l'oxygène. Berzelius admettait que les atomes de l'hydrogène, de 
 l'azote, du chlore, du brome, de l'iode, étaient unis deux à deux. Il nom- 
 mait ces couples A atomes doubles » et les supposait unis d'une façon indis- 
 soluble, de manière à représenter précisément l'équivalent de ces gaz, c'est- 
 à-dire la plus petite proportion capable d'entrer en combinaison. Ainsi l'eau 
 renfermait, selon lui, 1 atome d'oxygène uni à 1 atome double d'hydrogène; 
 l'acide chlorhydrique renfermait 1 atome double d'hydrogène uni à 1 atome 
 
 4. Annales de Chimie, t. XG, p. 438. 
 
BERZELIUS. xxin 
 
 double de chlore; l'ammoniaque était formée de 1 atome double d'azote uni 
 à 3 atomes doubles d'hydrogène. En un mot, aucune combinaison de l'hy- 
 drogène, du chlore et de l'àzôte ne renfermait moins de 2 atomes de ces 
 éléments, ces 2 atomes étant la proportion la plus petite capable d'exister 
 . dans un composé. Cette proportion la plus petite représente un équivalent 
 Ainsi l'idée des atomes doubles offrait le moyen de concilier les idées anté- 
 rieures avec les découvertes de Gay-Lussac. Les poids atomiques des éléments 
 gazeux représentaient les poids relatifs de leurs volumes, et pour quelques- 
 uns de ces gaz simples 2 atomes formaient ce que Dalton avait envisagé comme 
 un seul atome , ce que Wollaston avait nommé un équivalent. 
 
 Si les principes qui ont guidé Berzelius dans la fixation de ses poids ato- 
 miques marquaient un progrès assuré, il faut dire d'un autre côté que l'idée 
 des atomes doubles l'a conduit à des conceptions inexactes sur les grandeurs 
 moléculaires. Une molécule d'eau résulte bien de l'union de 2 atomes d'hydro- 
 gène avec 1 atome d'oxygène; mais 2 atomes d'hydrogène, en s'unissant à 
 2 atomes de chlore, forment-ils 1 molécule d'acide chlorhydrique, comme le 
 voulait Berzelius? Nullement. Une telle molécule serait deux fois trop forte. 
 Nous savons aujourd'hui que la molécule de l'acide chlorhydrique ne renferme 
 que 1 atome de chlore et 1 atome d'hydrogène, que la molécule de l'ammo- 
 niaque ne renferme que 1 atome d'azote pour 3 atomes d'hydrogène. Ces molé- 
 cules occupent le même volume, à l'état gazeux, qu'une molécule de vapeur 
 d'eau. Telle est la conception qui découle du développement conséquent de la 
 théorie des volumes. Berzelius, engagé un des premiers dans cette voie nou- 
 velle, n'est pas allé jusqu'au bout. Cet honneur était réservé à Gerhardt. 
 
 Mais le grand chimiste suédois a rendu à la théorie un service d'un autre 
 genre. Il est l'auteur d'une notation propre à indiquer la composition ato- 
 mique des corps. 
 
 Les alchimistes, dans l'intention d'abréger ou d'obscurcir le langage, 
 avaient coutume de substituer aux noms des signes dont on se rappelle la 
 figure bizarre. C'étaient des symboles purement conventionnels qui ne rappe- 
 laient que des mots. On doit à Dalton un essai plus rationnel. Les signes dont 
 il avait proposé l'usage représentaient des atomes. C'étaient de petits cercles 
 encadrant des marques caractéristiques pour chaque corps simple : ceux de 
 l'hydrogène encadraient un point au centre, ceux d'azote une barre, ceux de 
 soufre une croix, ceux de l'oxygène n'encadraient rien. Les atomes du charbon 
 étaient noirs , comme de raison ; ceux des métaux portaient au centre une 
 lettre, initiale du nom de chacun d'eux. Pour représenter les corps composés-, 
 Dalton groupait les atomes de leurs éléments. L'eau étant formée, d'après lui, 
 de 1 atome d'oxygène et de 1 atome d'hydrogène, était représentée par les 
 symboles de ces 2 atomes juxtaposés. L'acide sulfurique formait un groupe 
 de h atomes circulaires, 3 atomes d'oxygène disposés symétriquement autour 
 d'un atome de soufre placé au centre. L'acide acétique comprenait 6 atomes, 
 2 atomes noirs de charbon, formant en quelque sorte l'axe de la molécule, et 
 llanqués chacun par 1 atome d'oxygène et par 1 atome d'hydrogène. 
 
 C'était très-ingénieux et très-clair. Pour prendre connaissance de la com- 
 position atomique d'un corps, il suffisait, en effet, de compter le nombre de 
 
xxiv DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 ces atomes qui s'étalaient, en quelque sorte, les uns à côté des autres. Le 
 seul inconvénient de cette représentation graphique des molécules, c'était 
 l'étendue qu'elles prenaient sur le papier dès que la composition des corps 
 se compliquait. Et puis n'y avait-il pas quelque chose d'arbitraire dans la dis- 
 position symétrique que Dalton s'était efforcé de leur donner? Berzelius sut 
 éviter ces écueils ; il eut l'idée de représenter les atomes par des lettres, 
 initiales des noms latins de tous les éléments : O signifiait un atome d'oxygène, 
 H un atome d'hydrogène, K un atome de kalium ou potassium, Sb un atome 
 de stibium ou d'antimoine, et ainsi de suite. Une combinaison formée de deux 
 atomes différents était représentée par deux lettres juxtaposées ; renfermait- 
 elle plusieurs atomes d'un seul et même élément, le symbole de celui-ci était 
 affecté d'un coefficient qui en indiquait le nombre. 
 
 Ainsi, l'acide sulfurique était représenté par la formule SO 3 , l'ammo- 
 niaque par la formule Az 2 H 6 . Ce système de notation, si simple dans son 
 principe, se prêtait dans l'application à toutes les hypothèses sur le groupe- 
 ment des atomes et à l'interprétation des réactions les plus compliquées. 
 
 Le dualisme régnait alors dans les idées : Berzelius l'a introduit dans les 
 formules. Le point de départ était la théorie des sels. Ilichter avait reconnu 
 que les quantités de bases qui neutralisent le même poids d'acide renferment 
 la même quantité d'oxygène, et qu'il existe, par conséquent, un rapport con- 
 stant, dans une même classe de sels, entre la quantité d'oxygène de la base 
 et la quantité d'acide. A cette proposition exacte, Berzelius ajoute un trait qui 
 devait la préciser et la compléter. Il reconnaît que pour chaque genre de sel 
 il existe un rapport constant et simple entre l'oxygène de la base et celui de 
 l'acide. Dans les sulfates, l'acide renferme trois fois plus d'oxygène, dans les 
 carbonates deux fois plus d'oxygène , dans les nitrates cinq fois plus d'oxy- 
 gène que la base. Ces lois de composition des sels ont été exprimées de la 
 manière la plus claire. Les proportions différentes d'oxygène représentent des 
 atomes en nombres différents. Si donc on représente la composition du sel par 
 la formule de l'acide, juxtaposée à celle de l'oxyde, il est clair que le rapport 
 entre les quantités d'oxygène de ces deux éléments sera exprimé nécessaire- 
 ment par le nombre des atomes d'oxygène qu'ils renferment l'un et l'autre. 
 Pour 3 atomes d'oxygène que les sulfates renferment dans l'acide, ils devront 
 contenir 1 atome d'oxygène dans l'oxyde. Il en résulte que la loi de composi- 
 tion des sels, découverte par Berzelius, se dégage d'elle-même par l'inspec- 
 tion de leurs formules *. 
 
 Par la disposition même de ces formules où l'acide apparaissait d'un côté, 
 avec le cortège des atomes d'oxygène qui lui appartiennent, la base métallique 
 de l'autre, avec l'oxygène uni au métal, Berzelius a donné au système dualis- 
 tique un degré de précision inconnu avant lui. Il y a ajouté un développement 
 important en prouvant que, de même que les acides peuvent s'unir aux oxydes, 
 les chlorures , les sulfures peuvent s'unir entre eux. Ainsi le chlorure de pla- 
 tine s'unit au chlorure de potassium. Le chlorure double ainsi formé est une 
 sojrte de sel, un chloro-sel; le chlorure de platine y joue le rôle d'acide, le 
 
 1 . Note 2, p. lxxxvii. 
 
BERZELIUS. xxv 
 
 chlorure de potassium le rôle de base. Il existe de même des sulfures capables 
 de jouer le rôle d'acides, d'autres qui se comportent comme des bases : en 
 s'unissant entre eux ils forment des sulfo-sels. Dans la notation, la composi- 
 tion de ces sels sans oxygène était exprimée par deux formules juxtaposées, 
 la première représentant l'élément acide, la seconde l'élément basique. Ainsi 
 le système grandissait non-seulement par l'expression saisissante que lui don- 
 naient les formules atomiques, mais encore par d'importantes additions. 
 
 IL 
 
 Un système scientifique n'est vraiment digne de ce nom qu'à la condition 
 de n'exclure aucun ordre de faits importants. Le dualisme s'appliquait plus 
 particulièrement aux composés minéraux ; il n'était pas facile d'y faire rentrer 
 les notions que l'on possédait alors sur la constitution des composés organiques. 
 On savait que les principes immédiats que la nature a répandus dans l'orga- 
 nisme des végétaux et des animaux renferment trois ou quatre éléments, le 
 carbone, l'hydrogène, l'oxygène, auxquels vient s'ajouter souvent l'azote. On 
 avait reconnu, parmi tant de substances diverses, des corps jouant le rôle 
 d'acides, d'autres qui se montraient neutres; enfin on venait de découvrir des 
 substances douées de propriétés basiques, c'est-à-dire capables de s'unir aux 
 acides pour former des sels définis. A l'égard des acides organiques, Berzelius 
 adopta les idées déjà émises par Lavoisier. Les acides végétaux renferment un 
 radical uni à de l'oxygène, et ce radical est formé de carbone et d'hydrogène, 
 combinés de manière à ne former qu'une seule et même « base ». Les acides 
 végétaux diffèrent entre eux par les proportions suivant lesquelles les éléments 
 sont unis dans le radical et par le degré d'oxygénation. Quant' aux acides tirés 
 du règne animal, leur composition est plus complexe; ils renferment un radical 
 où l'hydrogène et le carbone sont souvent associés à l'azote, quelquefois 
 au phosphore. Telles étaient les vues de Lavoisier 1 . 
 
 La théorie atomique et les progrès de l'analyse ont permis à Berzelius de 
 les développer et de les préciser; il fixa d'abord les « équivalents » des princi- 
 paux acides organiques, c'est-à-dire les grandeurs relatives de leurs molé- 
 cules, en déterminant les quantités respectives de ces acides, qui s'unissent à 
 un équivalent d'oxyde de plomb ou d'oxyde d'argent. L'analyse organique, dont 
 le principe avait été indiqué par Gay-Lussac et Thenard et dont les procédés 
 venaient d'être perfectionnés par M. Chevreul , lui enseigna les proportions 
 des éléments dans les différents acides, et par conséquent le nombre des 
 atomes élémentaires dans leurs « équivalents » ou molécules. 
 
 Groupant les atomes de carbone et d'hydrogène, ou de carbone, d'hydro- 
 gène et d'azote , il en forma les radicaux binaires ou ternaires qui entrent dans 
 la composition des acides, ou, en général, des composés oxygénés d'origine 
 
 1 . Traité de Chimie, t. I, p. 4 97. 
 
xxvi DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 organique. D'après lui, le radical de l'acide formique, qu'il nomme formyle, 
 est formé de 2 atomes de carbone et de 3 atomes d'hydrogène; celui de l'acide 
 acétique, qu'il nomma acétyle, renferme h atomes de carbone et 6 atomes 
 d'hydrogène. Mais le formyle, et l'acétyle s'unissent à 3 atomes d'oxygène pour 
 former, le premier l'acide formique, le second l'acide acétique. On reconnaît 
 là les idées de Lavoisier, revêtant la forme simple et précise que pouvaient 
 leur donner les progrès accomplis. Berzelius les a étendues à tous les com- 
 posés oxygénés. « Les substances organiques, disait-il, sont formées d'oxydes 
 à radical composé 1 . » 
 
 Parmi ces oxydes, il en est un qui a donné lieu à des travaux impor- 
 tants et à des discussions animées : c'est l'éther, le produit de la réaction de 
 l'acide sulfurique sur l'alcool. Il est connu depuis des siècles et a donné son 
 nom à une classe nombreuse de composés qui ont été désignés sous le nom 
 d'éthers. Les relations de ce corps avec l'alcool avaient été fixées, dès 1816, 
 par Gay-Lussac, qui les avait exprimées de la manière suivante : Les deux 
 substances renferment 2 volumes de gaz oléfiant combinés dans l'alcool avec 
 2 volumes, dans l'éther avec 1 volume de vapeur d'eau. 
 
 MM. Dumas et Boullay ont publié sur les éthers qu'on nomme composés 
 un travail qui fait époque dans la science. Ils reconnurent que ces corps ren- 
 ferment les éléments d'un acide uni précisément à 2 volumes de gaz oléfiant 
 et 1 volume de vapeur d'eau, c'est-à-dire aux éléments de l'éther. Attribuant 
 au gaz oléfiant un rôle analogue, jusqu'à un certain point, à celui de l'ammo- 
 niaque, ils ont comparé les éthers aux sels ammoniacaux. C'était la première 
 fois qu'en chimie organique une série de phénomènes analogues était groupée 
 parla théorie et que les faits relatifs à la formation, à la composition, aux 
 métamorphoses d'une classe entière de corps recevait une interprétation simple, 
 à l'aide de formules et d'équations atomiques. 
 
 A cette théorie sur les éthers Berzelius en opposa une autre quelques 
 années plus tard. Les comparant aux sels proprement dits, il y admit l'exis- 
 tence d'un oxyde organique qui n'était autre que l'éther. Celui-ci renfermait, 
 d'après lui, un radical formé de h atomes de carbone et de 10 atomes d'hydro- 
 gène. Dans l'éther, ce radical, que M. Liebig nomma éthyle, est uni à 1 atome 
 d'oxygène. Mais cet éthyle peut aussi s'unir au chlore et à d'autres corps 
 simples. Il forme ainsi un chlorure ou d'autres combinaisons binaires. Le 
 chlorure d' éthyle n'est autre que l'éther chlorhydrique qui était connu depuis 
 longtemps. L'éther ordinaire, qui est l'oxyde d'éthyle, peut s'unir, comme les 
 oxydes métalliques, à l'eau pour former un hydrate, qui est l'alcool, aux 
 acides anhydres pour former de véritables sels, qui sont les éthers composés. 
 Toutes ces combinaisons sont binaires 2 . Tels sont les traits principaux de cette 
 belle conception, qui marque la phase la plus brillante de la théorie des radi- 
 caux organiques. 
 
 1. Traité de Chimie, édit. française, 1830, t. II, p. 111. L'idée des radicaux organiques a 
 été développée par Berzelius, dès 1817, dans la seconde édition suédoise de son Traité de 
 Chimie. 
 
 2. ISote 3, p. Lxxxvn. 
 
BERZELIUS. xxvii 
 
 Cette théorie a été l'objet de longs débats. Elle admet, disaient ses adver- 
 saires, l'existence de nombreux corps hypothétiques, car enfin cet éthyle et 
 tant d'autres radicaux sont des êtres de raison qui n'ont pas d'existence 
 réelle. On les découvrira, répondaient ses partisans. Gay-Lussac n'a-t-il pas 
 isolé le cyanogène? n'a-t-il pas établi que ce corps composé, formé de carbone 
 et d'azote, se comporte comme un corps simple? Ne sait-on pas, d'un autre 
 côté, que l'acide sulfureux s'unit directement à l'oxygène, l'oxyde de carbone 
 au chlore et à l'oxygène? Ces arguments étaient sérieux. 
 
 La découverte du cacodyle par M. Bunsen leur a donné plus tard un grand 
 poids. Quel exemple plus concluant à opposer aux adversaires de l'idée des 
 radicaux que ce corps formé de charbon, d'hydrogène et d'arsenic et doué 
 d'une puissance de combinaison si extraordinaire, ce corps capable de s'unir 
 directement et à plusieurs degrés à l'oxygène, au soufre et au chlore, ce corps 
 qui se montre si violent dans ses affinités, qu'il brûle spontanément dans l'air 
 et qu'il s'enflamme dans le chlore comme fait l'arsenic lui-même? Refuser le 
 caractère d'un radical au cyanogène et au cacodyle, ne pas admettre dans ces 
 corps composés une force analogue à celle qui porte un corps simple vers 
 un autre corps simple, n'était-ce pas nier l'évidence? On l'a tenté pourtant, 
 en se plaçant au point de vue exclusif d'une autre théorie célèbre, celle des 
 substitutions, dont nous traiterons plus loin. 
 
 Mais la théorie des radicaux est restée debout. Elle s'est même rajeunie 
 depuis, et l'écho de ces premiers débats était à peine éteint lorsque, prenant 
 un développement inattendu en même temps que sa rivale , elle a fait alliance 
 avec elle. Mais revenons à ses débuts et cherchons à apprécier le parti que 
 Berzelius en tira pour couronner l'œuvre qu'il avait entreprise, savoir : l'in- 
 troduction en chimie organique des idées qui dominaient en chimie minérale. 
 Cette comparaison qu'il avait établie entre l'éther et les oxydes de la chimie 
 minérale était des plus heureuses. En assimilant l'alcool à un hydrate, les 
 éthers composés à des sels, elle permettait de représenter la composition 
 de tous ces corps par des formules dualistiques. 
 
 On distinguait alors en chimie des composés du premier ordre, formés 
 par l'union de deux corps simples, et des composés du second ordre, formés 
 par l'union de corps composés binaires. L'oxyde et le chlorure d'éthyle, compa- 
 rables à l'oxyde et au chlorure de potassium, représentaient ceux du premier 
 ordre; l'hydrate d'oxyde d'éthyle (alcool) et l'acétate d'oxyde d'éthyle (éther 
 acétique) étaient des composés binaires du second ordre, formés, le premier 
 par l'union de l'oxyde d'éthyle avec l'eau, le second par l'union de l'oxyde 
 d'éthyle avec l'acide acétique. Dans toutes ces combinaisons, deux éléments; 
 dans leurs formules, deux termes. Entre ces formules et celles du composé 
 de potassium correspondant, nulle autre différence que la substitution du 
 radical composé éthyle au radical simple de potassium. Des analogies de même 
 nature ont été signalées pour d'autres corps : l'acide acétique renfermant de 
 l'acétyle et 3 atomes d'oxygène était comparé avec l'acide sulfurique qui ren- 
 ferme du soufre et 3 atomes d'oxygène. C'était là une première tentative pour 
 inaugurer cette alliance entre la chimie organique et la chimie minérale qu'il 
 était si désirable de cimenter fortement. 
 
xxvni DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 L'édifice de Lavoisier avait de larges bases : il pouvait supporter ce beau 
 couronnement. Au reste, le fondateur lui-même avait prévu cette extension de 
 son œuvre. Son idée sur les radicaux organiques se retrouve, développée et 
 précisée, dans la belle conception de Berzelius. 
 
 Mais à l'époque où nous nous sommes arrêté, tous les chimistes n'étaient 
 point d'accord sur la nature des radicaux organiques. Les uns, à l'exemple de 
 Berzelius, en excluaient l'oxygène; d'autres admettaient qu'il peut en faire 
 partie. Cette dernière opinion prenait son point d'appui dans un beau travail 
 publié, en 1828, par deux jeunes chimistes qui débutaient alors dans la science 
 et dont les efforts, tantôt réunis, tantôt isolés, devaient y laisser une profonde 
 empreinte. En étudiant l'essence d'amandes amères, MM. Wœhler et Liebig 
 découvrirent un certain nombre de composés offrant les relations de parenté les 
 plus évidentes avec cette essence d'un côté, et, de l'autre, avec un acide qu'on 
 avait retiré du benjoin et qu'on nommait benzoïque. Ces relations ont été 
 exprimées très-heureusement par l'hypothèse d'un radical commun existant 
 dans tous ces corps, et formé de carbone, d'hydrogène et d'oxygène. C'est 
 le benzoyle. L'essence d'amandes amères était représentée comme une com- 
 binaison de ce radical avec l'hydrogène. Ce dernier corps étant remplace par 
 le chlore, l'hydrure de benzoyle se transforme en chlorure de benzoyle. Au 
 contact de l'eau, celui-ci se décompose en acide chlorhydrique et en oxyde de 
 benzoyle, lequel, restant uni aux éléments de l'eau, forme l'hydrate d'oxyde 
 de benzoyle, et cet hydrate n'est autre que l'acide benzoïque lui-même. D'ail- 
 leurs, ce dernier corps prend naissance aussi par la fixation directe de l'oxy- 
 gène sur l'hydrure de benzoyle, c'est-à-dire sur l'essence d'amandes amères. 
 Toutes ces réactions et d'autres qu'il serait trop long d'énumérer autorisaient 
 cette conclusion, que l'essence d'amandes amères et ses nombreux dérivés 
 renferment, en quelque sorte, un noyau commun qui s'y trouve combiné avec 
 de l'hydrogène, du chlore, du brome, du soufre, de l'oxygène, et qui passe 
 intact, par double décomposition, d'une combinaison dans une autre. Cette 
 double propriété permettait de considérer ce noyau comme un radical, bien 
 qu'on n'eût pas réussi à l'isoler 1 . 
 
 La théorie du benzoyle a fait fortune. Elle avait le cachet des bonnes hypo- 
 thèses. Elle enchaînait les faits d'une manière simple et portait en elle le 
 germe de grands progrès. L'ayant d'abord accueillie avec faveur, Berzelius la 
 repoussa plus tard pour revenir à sa première conception des radicaux non 
 oxygénés, qui fut développée k outrance. Vingt ans après, la théorie du ben- 
 zoyle fut vengée de cet abandon. On en retrouve la trace évidente dans les 
 belles conceptions deWilliamson et de Gerhardt sur la constitution des acides. 
 
 III. 
 
 Les développements qui précèdent font voir comment le dualisme a péné- 
 tré en chimie organique, par la théorie des radicaux. Il s'était fortement éta- 
 
 1 . Note 4, p. lxxxviii. 
 
BERZELIUS. xxix 
 
 bli en chimie minérale par la théorie électro- chimique, grâce aux efforts et à 
 l'autorité de Berzelius. 
 
 Il n'est point le premier auteur de cette théorie, bien que ses recherches 
 en forment la base expérimentale. Les travaux de Nicholson et Carlisle sur la 
 décomposition de l'eau par la pile, ceux de Cruikshank sur les changements 
 de teinte qu'éprouvent les couleurs végétales par le passage du courant, 
 étaient des faits isolés lorsque Berzelius et Hisinger firent connaître, en 1803, 
 l'inlluence décomposante de l'électricité galvanique sur un grand nombre de 
 composés chimiques, notamment sur les sels. On sait avec quels succès Davy 
 s'occupa de recherches analogues à partir de 4806. La découverte des métaux 
 alcalins en est le brillant résultat expérimental, une vue nouvelle sur l'affi- 
 nité en a été la conséquence théorique. 
 
 Davy admettait que les corps qui possèdent de l'affinité chimique les 
 uns pour les autres se trouvent dans des états électriques opposés. L'un est 
 électro-positif, l'autre électro-négatif. C'est en vertu de ces tensions électriques 
 opposées qu'ils se combinent, et l'énergie de cette combinaison, qui mesure 
 l'affinité, est proportionnelle au degré des tensions. La force qui préside aux 
 attractions et aux répulsions électriques est donc aussi celle qui gouverne les 
 actions chimiques, avec cette différence que dans le premier cas elle se mani- 
 feste dans les corps pris en masse, tandis que dans le second elle est à 
 l'œuvre dans leurs plus petites particules. Volta avait fait voir que deux métaux 
 qui se touchent développent de l'électricité et prennent chacun une tension 
 électrique opposée. Davy fit remarquer que cet état électrique se manifeste au 
 contact de tous les corps doués d'affinités chimiques les uns pour les autres, 
 et que la tension est d'autant plus forte que ces affinités sont plus énergiques. 
 La combinaison, c'est-à-dire le rapprochement intime des particules, est donc 
 le fait d'attractions électriques. Les particules ayant pris au contact des tensions 
 inverses, se juxtaposent, et par leur union s'effectue la neutralisation des deux 
 tensions électriques contraires. 
 
 D'après Davy, la chaleur et la lumière que dégagent certains corps en se 
 combinant ne sont qu'une manifestation électrique semblable à la production 
 de l'étincelle : ce sont, en quelque sorte, les témoins de cet échange d'élec- 
 tricités qui s'accomplit pendant la combinaison. Enfin, la décomposition des 
 corps par la pile restitue à leurs éléments les états électriques opposés qui les 
 caractérisaient avant leur union, et les précipite chacun au pôle de nom con- 
 traire. 
 
 Telle est en peu de mots la première théorie électro-chimique. Berzelius 
 en accepta l'idée fondamentale et lui donna une nouvelle forme. 
 
 Reprenant une idée déjà émise par Schweigger, il admet que les atomes 
 de tous les corps ont deux pôles où s'accumulent des quantités d'électricité qui 
 ne sont pas toujours égales. Suivant la prédominance de l'une ou de l'autre 
 électricité à chacun des pôles, l'atome est ou électro-négatif ou électro-positif; 
 et les quantités d'électricité qui prédominent ainsi à l'un des pôles sont loin 
 d'être égales pour les atomes des différents corps. En d'autres termes, les 
 atomes de tous les corps sont polarisés d'une manière différente par l'électri- 
 cité, et cette polarité peut varier avec la température. 
 
XX x i DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 Un corps s'unit-il à un autre, les atomes se juxtaposent par leurs pôles 
 contraires, échangeant ainsi les électricités opposées qui s'y trouvent accumu- 
 lées. Cet échange produit une neutralisation plus ou moins complète; il donne 
 lieu à des phénomènes de chaleur et de lumière. 
 
 Berzelius a donc partagé les corps simples en électro-négatifs et électro- 
 positifs. Dans les premiers, c'est l'électricité négative qui prédomine, dans les 
 seconds c'est l'électricité positive. Ils sont rangés dans les deux séries, suivant 
 le degré de cette prédominance. Mais l'ordre électrique ne marque point l'ordre 
 des affinités. Ainsi l'oxygène, le plus électro-négatif de tous les corps, possède 
 plus d'affinités pour le soufre, son voisin dans la série électrique, que pour l'or, 
 qui est électro-positif. Berzelius expliquait ce fait en admettant que l'affinité 
 dépend de l'intensité de la polarisation, c'est-à-dire de la quantité absolue 
 d'électricité accumulée dans les deux pôles. Pour le soufre, cette quantité est 
 beaucoup plus forte que pour l'or. Le pôle positif de l'atome de soufre renferme 
 une quantité d'électricité positive plus considérable que le pôle positif de l'atome 
 d'or, et, comme les atomes s'attirent par leurs pôles contraires, il-est évident 
 que le soufre doit exercer sur l'oxygène une attraction plus forte que l'or. 
 
 On voit aussi que, dans le cas du soufre, il ne saurait y avoir neutralisa- 
 tion, puisque d'une part l'électricité positive de l'atome de soufre ne suffit pas 
 pour neutraliser l'électricité négative de l'atome d'oxygène, et que, d'autre part, 
 cet atome de soufre apporte clans la combinaison un excès notable d'électricité 
 négative accumulée à l'un de ses pôles. Il en résulte que le produit de la com- 
 binaison doit être électro-négatif lui-même. C'est un acide puissant : c'est 
 l'acide sulfurique. Ainsi, les acides résultent généralement de l'union d'un 
 corps électro-négatif avec l'oxygène, les bases de l'union de l'oxygène avec un 
 corps fortement électro-positif. Ce sont les métaux alcalins qui se trouvent au 
 sommet de l'échelle électro-positive. Leurs combinaisons avec l'oxygène sont 
 les bases les plus puissantes, et l'affinité si forte de ces bases pour les acides 
 est due précisément à l'opposition de leurs états électriques, à l'intensité de 
 leur polarisation. 
 
 Il est à peine besoin de faire remarquer sur quelle base solide cette théo- 
 rie posait le dualisme. Tout corps composé est formé de deux éléments, l'un 
 électro-positif, l'autre électro-négatif. Quelle éclatante confirmation des idées 
 de Lavoisier et particulièrement de la théorie des sels ! Vous voyez bien, disait 
 le maître, que les sels renferment les éléments de l'acide juxtaposés à ceux de 
 l'oxyde et non confondus avec eux, car lorsque nous soumettons à Faction 
 décomposante du courant un sel, tel que le sulfate de soude, l'acide sulfurique, 
 ou l'élément électro-négatif, se rend au pôle positif, et la soude, ou l'élément 
 électro-positif, se rend au pôle né^tif. Lorsque le sulfate de cuivre se décom- 
 pose sous l'influence du courant, ce n'est point l'oxyde de cuivre qui se dépose 
 à ce même pôle, c'est le cuivre lui-même, car l'oxyde se réduit alors en 
 ses deux éléments, oxygène et cuivre, l'oxygène se dégageant avec l'acide au 
 pôle positif. Ainsi, les formules dualistiques des sels semblaient appuyées, 
 non-seulement par les faits relatifs à la synthèse de ces composés et à leur 
 mode de formation le plus ordinaire , mais encore par la décomposition que le 
 courant électrique leur fait subir. Nous savons aujourd'hui que l'argument est 
 
BERZELIUS. xxxi 
 
 mauvais, et qu'il peut être tourné contre l'hypothèse qui a régné si longtemps 
 sur la constitution des sels. Nous savons que clans l'électrolyse du sulfate de 
 soude, comme dans celle du sulfate de cuivre, ce n'est point l'oxyde, c'est Je 
 métal, c'est le sodium qui se porte au pôle négatif, et que l'alcali libre n'y appa- 
 raît qu'à la suite d'une action secondaire, savoir la décomposition de l'eau par 
 le sodium autour de l'électrode négative. Nous savons que les faits relatifs au 
 travail uniforme du courant dans les solutions salines sont contraires à l'hypo- 
 thèse dualistique qui admettait dans les sels l'existence d'un oxyde tout formé. 
 
 Mais on ne savait pas cela en 1830, et tous les chimistes acceptaient 
 l'hypothèse électro-chimique de Berzelius. L'expérience de la décomposition 
 électroly tique du sulfate de soude était devenue classique. Elle était faite dans 
 tous les cours publics et invoquée en faveur des idées si généralement répan- 
 dues alors sur la constitution des sels. 
 
 Le système dualistique était alors à son apogée. Et, de fait, l'hypothèse de 
 Lavoisier sur la constitution des sels, qui en était le fondement, est si simple, 
 elle représente si bien la plupart des faits concernant le mode de formation et 
 les décompositions des sels, qu'elle avait subjugué tous les esprits. Elle régnait 
 dans les livres, elle était souveraine dans l'enseignement, elle donnait l'essor 
 aux plus grandes découvertes, elle avait une histoire, mieux que cela, elle avait 
 des traditions. « L'habitude d'une opinion engendre souvent la conviction de 
 sa justesse. » Berzelius l'a dit, et ses paroles peuvent s'appliquer à ses propres 
 opinions. Ces dernières ont régné si longtemps, qu'on s'est accoutumé insensi- 
 blement à prendre pour vérités démontrées ce qui n'était qu'hypothèse. Nous 
 en voulons pour preuve l'incrédulité générale qui a accueilli l'hypothèse de 
 Davy sur la constitution des sels, hypothèse qui fut adoptée par Dulong et que 
 nous indiquerons plus loin. Quant aux idées de Longchamp, ce n'est point de 
 l'incrédulité qu'elles ont rencontré, c'est du dédain. Et pourtant Davy et Dulong 
 ont été les précurseurs de Laurent et de Gerhardt, et, si l'on examine attentive- 
 ment les formules par lesquelles on représente aujourd'hui la constitution 
 atomique des sels, on pourrait y retrouver la trace des idées de Longchamp *. 
 
 IV. 
 
 A l'époque où Berzelius commençait à conquérir cette autorité qu'il a 
 exercée si longtemps, où la chimie minérale semblait achevée, où tous les 
 efforts tendaient à façonner la chimie organique à l'image de son aînée, un 
 jeune homme préludait à Genève, par des recherches sur divers sujets de phy- 
 siologie, à des découvertes qui devaient entraîner la chimie dans des voies nou- 
 velles. M. Dumas était né à Mais en 1800; il avait à peine vingt ans lorsqu'il 
 publia avec Bénéclict Prévost ces expériences sur le sang qui sont encore clas- 
 siques aujourd'hui. Arrivé à Paris en 1821, il se voua entièrement à la chimie 
 et fut bientôt en position d'entreprendre et de publier les travaux les plus 
 
 4. Note 5, p. lxxxviii. 
 
xxxn DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 importants. Développement indépendant de la chimie organique et réforme de 
 la chimie minérale par les progrès ainsi accomplis, telle est l'ère qui com- 
 mence avec M. Dumas. Ce programme, il l'a tracé le premier, mais il ne l'a 
 point achevé. De puissants auxiliaires y ont mis la main avec lui et après lui, 
 et parmi eux brillent au premier rang Laurent et Gerhardt qui ont trop tôt 
 disparu de la scène, mais dont les noms demeurent ineffaçables dans l'histoire 
 de la science. Des efforts réunis de ces trois savants est sortie une école, la 
 nouvelle école française. Berzelius en fut l'adversaire dès le premier jour; 
 M. Dumas en fut longtemps le chef et le soutien. On se rappelle cette discus- 
 sion mémorable où il osait attaquer dans ses idées les plus chères le grand 
 promoteur du dualisme et de la théorie électro-chimique. C'est M. Dumas qui 
 le premier a soutenu le choc et supporté victorieusement le poids d'une lutte 
 qui semblait désespérée. Il est donc juste d'associer son nom au grand nom 
 de Berzelius. 
 
 Parmi tant de travaux qu'il a publiés, nous devons nous borner à citer 
 ceux qui ont exercé une influence décisive sur le développement théorique de 
 la science. Signalons, au nombre des plus anciens, ses recherches sur les den- 
 sités de vapeur, qui ont fourni à la physique une nouvelle méthode et à la 
 chimie de riches matériaux pour la discussion de l'hypothèse d'Avogadro et 
 d'Ampère. 
 
 Les découvertes les plus importantes de M. Dumas datent de 183/i. Il 
 étudiait à cette époque l'action du chlore sur diverses matières organiques. Ce 
 sujet était presque neuf, car on ne possédait alors sur la matière qu'une 
 observation de Gay-Lussac. En étudiant l'action du chlore sur la cire, ce 
 grand chimiste avait constaté qu'elle perd de l'hydrogène et gagne pour chaque 
 volume de ce gaz qui est enlevé un volume de chlore. M. Dumas fit une obser- 
 vation analogue concernant l'action du chlore sur l'essence de térébenthine, 
 sur la liqueur des Hollandais (1831), et plus tard sur l'alcool. Dans un mémoire 
 lu à l'Académie des sciences le 13 janvier 1834, M. Dumas s'exprimait ainsi : 
 
 « Le chlore possède le pouvoir singulier de s'emparer de l'hydrogène de 
 certains corps et de le remplacer atome par atome. » 
 
 On ne saurait donner à une pensée neuve un tour plus précis. Mais dans le 
 mémoire même que nous citons, l'auteur a été conduit à formuler une restric- 
 tion, car il a eu la singulière fortune et le mérite de découvrir les lois de la 
 substitution, en étudiant un cas où, par une exception rare, ces lois ne res- 
 sortent pas dans toute leur évidence. On sait, en effet, que le chloral, le dernier 
 produit de l'action du chlore sur l'alcool, n'est pas un produit de substitution 
 de ce corps. Néanmoins M. Dumas a été conduit, en groupant toutes ses obser- 
 vations et en tenant compte de la dernière, à poser les règles suivantes : 
 
 u 1° Quand un corps hydrogéné est soumis à l'action déshydrogénante du 
 chlore, du brome, de l'iode, de l'oxygène, etc., par chaque atome d'hydro- 
 gène qu'il perd, il gagne un atome de chlore, de brome ou d'iode, ou un demi- 
 atome d'oxygène; 
 
 a 2° Quand le corps hydrogéné renferme de l'oxygène, la même règle 
 s'observe sans modification ; 
 
 « 3° Quand le corps hydrogéné renferme de l'eau, celle-ci perd son hydro- 
 
BERZEL1US. xxxin 
 
 gène sans que rien le remplace, et à partir de ce point, si on lui enlève une 
 nouvelle quantité d'hydrogène, celle-ci est remplacée comme précédemment.» 
 
 Ces règles sont purement empiriques, M. Dumas le fait remarquer en y 
 insistant. A l'époque où elles ont été posées, il voulait simplement énoncer le 
 fait du remplacement de l'hydrogène par le chlore, sans se préoccuper de la 
 place que prend ce dernier élément dans les nouvelles combinaisons et du rôle 
 qu'il y joue. Laurent, le premier, a osé émettre cette hypothèse, que le chlore 
 y occupe la place de l'hydrogène et y joue le môme rôle. Il fondait son opinion 
 sur la comparaison des propriétés du corps chloré avec le corps hydrogéné 
 primitif. C'était là une extension importante des idées de M. Dumas, qui l'a 
 d'abord taxée d'exagération; plus tard, il s'y est rallié. Aujourd'hui, après plus 
 de trente ans écoulés depuis ces premiers débats , appréciateurs désintéressés 
 et impartiaux, nous pouvons dire que la première idée des substitutions lui 
 appartient tout entière, et qui pourrait méconnaître, en pareil cas, la puissance 
 de l'idée mère, de la pensée créatrice, de la première ébauche? Sans doute 
 quelques détails ont disparu dans le tableau magnifique que nous possédons 
 maintenant. Il n'importe; les lignes fondamentales sont ineffaçables. Au reste, 
 Laurent lui-même a reconnu la priorité de M. Dumas. En indiquant la compo- 
 sition d'un des dérivés de la naphtaline, il s'exprime ainsi : « Cette composi- 
 tion est assez remarquable, parce qu'elle vient confirmer parfaitement la loi 
 des substitutions, découverte par M. Dumas, et la théorie des radicaux déri- 
 vés, dont j'ai déjà donné un léger aperçu. » 
 
 Tels ont été les débuts d'une théorie qui devait exercer sur les doctrines 
 chimiques une influence décisive. Elle prit sa place dans la science lentement 
 et avec effort, car elle choquait les idées reçues, et leur représentant le plus 
 autorisé, Berzelius, l'accueillit avec dédain. Comment le défenseur de la théo- 
 rie électro-chimique pouvait-il accepter, en effet, cette idée de Laurent, que le 
 chlore , élément électro-négatif, est capable de jouer dans un composé le même 
 rôle que l'hydrogène, élément électro-positif? Une telle assertion émise par un 
 jeune chimiste, alors sans autorité, lui paraissait indigne d'une réfutation 
 sérieuse. 
 
 Plus tard, quand M. Dumas eut adopté lui-même cette idée et porté les 
 premiers coups à la théorie électro-chimique , Berzelius , mesurant le danger, 
 entra résolument dans l'arène et engagea, contre les partisans de la théorie 
 des substitutions, une lutte acharnée. Cette théorie venait de recevoir une belle 
 confirmation par la découverte de l'acide trichloracétique. 
 
 On sait que cet acide diffère de l'acide acétique par 3 atomes de chlore 
 substitués à 3 atomes d'hydrogène. « C'est du vinaigre chloré, dit M. Dumas, 
 mais, chose remarquable, au moins pour ceux qui répugnent à trouver dans 
 le chlore un corps capable de se substituer à l'hydrogène dans le sens exact et 
 complet du mot, le vinaigre chloré est toujours un acide comme le vinaigre 
 ordinaire. Son pouvoir acide n'a pas changé. Il sature la même quantité de 
 base qu'auparavant; il la sature également bien, et les sels auxquels il donne 
 naissance, comparés aux acétates, présentent des rapprochements pleins d'in- 
 térêt et de généralité. 
 
 « Voilà donc un nouvel acide organique dans lequel il entre une quantité 
 
 e 
 
xxxiv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 de chlore très- considérable et qui n'offre aucune des réactions du chlore, dans 
 lequel l'hydrogène a disparu, remplacé par du chlore, et qui n'a éprouvé de 
 cette substitution si étrange qu'un léger changement dans ses propriétés phy- 
 siques. Tous les caractères essentiels de la substance sont demeurés intacts... 
 
 u Si les propriétés intérieures se modifient, cette modification n'apparaît 
 qu'autant qu'une force nouvelle intervenant, la molécule elle-même se trouve 
 détruite et transformée en de nouveaux produits... Il est évident qu'en m' ar- 
 rêtant à ce système d'idées dicté par les faits, je n'ai pris en rien en considé- 
 ration les théories électro-chimiques sur lesquelles M. Berzelius a générale- 
 ment basé les idées qui dominent dans les opinions que cet illustre chimiste a 
 cherché à faire prévaloir. 
 
 « Mais ces idées électro-chimiques, cette polarité spéciale attribuée aux 
 molécules des corps simples , reposent-elles donc sur des faits tellement évi- 
 dents qu'il faille les ériger en articles de foi? Ou du moins, s'il faut y voir des 
 hypothèses, ont-elles la propriété de se plier aux faits , de les expliquer, de les 
 faire prévoir avec une sûreté si parfaite qu'on en ait tiré un grand secours 
 dans les recherches de la chimie? Il faut bien en convenir, il n'en est rien... » 
 
 Ce langage hardi accusait fortement l'opposition qu'allaient rencontrer les 
 théories électro-chimiques et qui, dépassant bientôt son premier objet, devait 
 être dirigée contre le système dualistique. 
 
 Berzelius, de son côté, ne se lassa point dans sa vigoureuse défensive. Ne 
 pouvant nier les faits , il les interpréta à sa manière. Ce chlore, qui entre dans 
 les combinaisons organiques à la place de l'hydrogène, y joue le même rôle 
 que l'oxygène. Essentiellement électro-négatif lui-même , il est uni à des radi- 
 caux hydrocarbonés positifs. Un corps ne renfermant que du carbone, de l'hy- 
 drogène et du chlore, est un chlorure. Ainsi le chîoroforme est le trichlorure 
 de formyle. Un composé renferme-t-il , comme quatrième élément, de l'oxy- 
 gène, c'est à la fois un oxyde et un chlorure, tous deux composés binaires et 
 formant par leur union un composé plus compliqué, mais binaire encore. 
 L'acide acétique est le trioxyde d'acétyle, uni à de l'eau; l'acide trichloracétique 
 possède une constitution tout à fait différente. C'est un composé de sesqui- 
 chlorure de carbone et de sesquioxyde de carbone (acide oxalique), le tout 
 uni à de l'eau. Ces deux corps entre lesquels M. Dumas signalait des rapports 
 de composition si simples, des relations de parenté si évidentes, Berzelius les 
 éloigne donc l'un de l'autre. 
 
 Il fait de même avec les autres corps organiques et leurs dérivés chlorés. Ces 
 derniers prennent souvent des formules extrêmement compliquées : plusieurs 
 molécules d'un chlorure unies à plusieurs molécules d'un oxyde. Dans la con- 
 struction de ces formules, Berzelius se montre à la fois ingénieux et arbitraire ; 
 chaque jour il invente des radicaux qu'il unit tantôt au chlore, tantôt iï 
 l'oxygène. Aussi fécond en hypothèses qu'il l'avait été autrefois en analyses 
 exactes et en découvertes, il pousse son système jusqu'à ses dernières con- 
 séquences et le ruine par son exagération même 1 . 
 
 Une conception, nouvelle alors et qui a donné lieu à plusieurs reprises 
 
 1. Note 6, p. lxxxix. 
 
BERZELIUS. xxxv 
 
 à des débats animés, joue un grand rôle dans ces productions de Berzelius : 
 c'est l'idée que deux substances, en se combinant l'une à l'autre, peuvent 
 contracter une union plus intime que celle où se trouvent les acides et les 
 oxydes dans les sels. On remarque en effet que, dans- les combinaisons de 
 l'acide sulfurique avec divers corps organiques, cet acide n'est plus précipité 
 par la baryte; on en avait conclu que l'union entre l'acide et le corps orga- 
 nique est tellement intime, qu'une des propriétés les plus importantes du 
 premier, celle de former avec la baryte un composé insoluble, est abolie ou 
 dissimulée. 
 
 Gerhard t avait qualifié ce genre d'acides de « copules » ; le corps orga- 
 nique intimement uni à l'acide était « la copule ». M. Dumas les a désignés plus 
 tard sous le nom plus convenable de « combinaisons conjuguées » . Après 
 avoir repoussé l'idée et s'être moqué du mot, Berzelius les a adoptés l'un et 
 l'autre. Il rangea dans la classe des combinaisons « copulées » un très-grand 
 nombre de corps organiques dont les formules étaient décomposées en deux 
 parties intimement rivées l'une à l'autre. L'intimité de cette union rendait 
 compte de la résistance que de telles combinaisons opposent aux doubles 
 décompositions. L'acide sulfurique y perd la faculté de précipiter la baryte ; le 
 chlore n'y est plus décelé par le nitrate d'argent. Cette impossibilité même de 
 résoudre les combinaisons copulées en leurs éléments prochains donnait beau 
 jeu à la verve de Berzelius : il multipliait à plaisir le nombre des « copules » 
 sans prendre la peine superflue d'appuyer leur existence sur des preuves expé- 
 rimentales. 
 
 Et pendant que ce puissant esprit s'épuisait dans un travail si ingrat, que 
 faisait-on dans le camp opposé? Des découvertes. Déjeunes hommes secon- 
 daient efficacement M. Dumas. A leur tête nous trouvons Laurent, dont les 
 admirables recherches sur la naphtaline enrichissent la science d'un grand 
 nombre de composés formés par substitution. Un égal succès couronne les 
 beaux mémoires de M. Regnault sur les dérivés chlorés de l'éther chlorhy- 
 drique et de la liqueur des Hollandais, et, bientôt après, ceux où M. Malaguti 
 étudie, avec une exactitude qui n'a pas été surpassée, l'action du chlore sur 
 les éthers. 
 
 Toutes ces recherches font époque dans l'histoire de la science ; les nou- 
 veaux faits s'y pressent en foule et viennent corroborer la nouvelle théorie. 
 Celle-ci s'est à la fois rectifiée et élargie, et, parmi ses développements les 
 plus importants, nous devons signaler une idée, d'abord émise par M. Dumas, 
 concernant la substitution de groupes d'atomes, de radicaux composés, à des 
 corps simples tels que l'hydrogène. Les corps nitrogénés, c'est-à-dire formés 
 par l'action de l'acide nitrique concentré sur un grand nombre de composés 
 organiques, ont été envisagés comme renfermant les éléments de l'acide 
 hyponitrique substitués à de l'hydrogène. C'est l'origine des idées qui ont eu 
 cours plus tard sur la substitution des radicaux composés à des éléments , et 
 qui forment un trait dominant dans la théorie des types. Celle-ci est fille de la 
 théorie des substitutions , qui s'est montrée doublement féconde en mettant 
 au jour non-seulement un nombre immense de faits, mais encore une nou- 
 velle théorie. Rarement une idée a donné lieu à un si grand mouvement et à 
 
xxxv: DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 une si grande controverse. Entraînés par Berzelius, les savants étrangers 
 l'ont d'abord accueillie avec défiance, sinon comme une innovation dange- 
 reuse, du moins comme un développement superflu d'une doctrine connue. 
 C'est un cas particulier de la théorie des équivalents, disait-on; M. Dumas 
 a répondu victorieusement à cet argument 1 . Peu -à peu l'opposition s'est 
 affaiblie devant l'évidence des faits, devant l'autorité des partisans gagnés à 
 la nouvelle théorie. Dès 1839 , un homme qui a exercé une grande influence 
 sur les progrès de la chimie, M. Liebig, a déclaré que l'interprétation, pro- 
 posée par M. Dumas, des faits relatifs aux substitutions lui paraissait donner 
 la clef d'un grand nombre de phénomènes en chimie organique 2 . « Je ne 
 partage point, disait-il, les vues que Berzelius émet au sujet des combinai- 
 sons découvertes par M. Malaguti; je crois, au contraire, que ces matières 
 ont pris naissance par une simple substitution 3 . » La cause était gagnée. Ber- 
 zelius lui-même a fini par faire des concessions. M. Melsens ayant réussi à 
 convertir l'acide trichloracétique en acide acétique par substitution inverse, 
 c'est-à-dire en remplaçant de nouveau le chlore par l'hydrogène, il n'était 
 plus possible d'envisager ces deux acides comme possédant une constitution 
 différente. « Ils sont donc l'un et l'autre des acides oxaliques copules, a dit 
 alors Berzelius ; seulement l'acide trichloracétique renferme dans la copule 
 3 atomes de chlore substitués à 3 atomes d'hydrogène 4 . » Ainsi la substitution 
 du chlore à l'hydrogène est possible et se fait atome par atome , sinon dans les 
 molécules organiques en général , du moins dans les groupes hydrocarbonés 
 qu'elles renferment à l'état de comÉinaison intime. Enfin Berzelius se rendait en 
 sauvant les apparences par une restriction insignifiante. Mais, tout en admet- 
 tant les substitutions qu'il avait d'abord tant combattues, il demeura ferme dans 
 ses autres convictions. Le développement de la théorie des radicaux, doublée 
 maintenant de cette conception d'un mode particulier de combinaison qu'ils 
 peuvent affecter dans les corps copules, lui permettait de conserver dans la 
 notation ces formules dualistiques, qui étaient l'expression de son système. 
 Aujourd'hui, vingt ans après sa mort, devons-nous regretter pour sa mémoire 
 les débats qui ont agité ses dernières années et dont il n'est point sorti victo- 
 rieux? En aucune façon. Cette grande discussion a porté ses fruits, et l'oppo- 
 sition violente de Berzelius a été plus salutaire que n'eussent été le silence et 
 le repos. Ainsi, après avoir tant honoré la science par ses découvertes, ce puis- 
 sant contradicteur l'a encore servie par ses écarts mêmes. Telle est la vertu 
 bienfaisante du travail. 
 
 1. Comptes rendus, t. VIII, p. 610. (Voir la note 7, p. xc.) 
 %. Annalen der Chemie and Pharmacie, t. XXXI, p. 419. 
 
 3. Annalen der Chemie und Pharmacie, t. XXXII, p. 72, 1839. 
 
 4. Note 8, p. xc. 
 
LAURENT ET GERHARDT 
 
 Parmi les adversaires les plus convaincus des doctrines dualistiques de 
 Berzelius, l'histoire de la science mentionnera en première ligne Laurent et 
 Gerhardt. 
 
 Ces noms sont inséparables et doivent être confondus dans un même 
 hommage, comme les savants qui les ont illustrés ont été rapprochés par leurs 
 travaux, leurs luttes, leur amitié. Laurent et Gerhardt étaient de même race 
 et de même valeur. Esprits éminents, ils se sont attaqués aux questions les 
 plus difficiles et ont porté leur attention plutôt vers les points de théorie que 
 vers les applications. Avec des aptitudes diverses ils ont poursuivi le même 
 but, se prêtant un mutuel appui pour la défense des mêmes idées. L'un d'eux, 
 passé maître dans l'art difficile des expériences, était aussi habile à découvrir 
 les faits qu'il était ingénieux et hardi à les interpréter; l'autre, moins apte à 
 poursuivre les détails, brillait par la faculté d'embrasser les phénomènes dans 
 leur ensemble. Laurent était fort par l'esprit d'analyse et de classification, 
 Gerhardt était supérieur par l'esprit de généralisation. Dans l'exposé que nous 
 allons présenter de leurs travaux, nous essayerons de faire la part de cha- 
 cun d'eux, bien qu'à tout prendre leur œuvre puisse être considérée comme 
 commune. 
 
 Auguste Laurent était né le là novembre 1807, à La Folie, près de Langres. 
 A l'âge de dix-neuf ans il entra comme élève externe à l'École des mines, d'où 
 il sortit trois ans plus tard avec le diplôme d'ingénieur. En 1831 il fut nommé 
 répétiteur du cours de chimie à l'École centrale des arts et manufactures. Le 
 professeur était M. Dumas. Il accueillit le jeune Laurent et l'initia aux procédés 
 de l'analyse organique. Laurent s'occupa d'abord de déterminer la composition 
 de la naphtaline, qu'il réussit à extraire du goudron de houille. Ainsi, par une 
 heureuse circonstance, il rencontra, dès le début, cette combinaison à la fois si 
 stable et si plastique dont l'étude devait former plus tard le sujet préféré de 
 ses travaux. 
 
 Au point de vue historique les combinaisons chlorées de la naphtaline 
 offrent une véritable importance, et les idées que Laurent avait émises sur leur 
 constitution dans ses premiers travaux méritent d'être rapportées. Il avait 
 
xxxviii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 avancé que le chlorure de naphtaline solide renferme moins d'hydrogène que 
 la naphtaline, le chlore ayant emporté une portion de cet élément sous la 
 forme d'acide chlorhydrique. En conséquence il envisagea le composé chloré 
 dont il s'agit comme le chlorure d'un nouveau carbure d'hydrogène, moins 
 hydrogéné que la naphtaline elle-même. L'idée qu'une portion du chlore pou- 
 vait être subtituée à l'hydrogène enlevé et y jouer le même rôle que cet 
 élément ne se présenta point à son esprit ou du moins n'est pas exprimée 
 •dans ce premier mémoire. Le point de vue qui s'y trouve développé est con- 
 forme à la théorie des radicaux. La naphtaline, en perdant de l'hydrogène sous 
 l'influence du chlore, se convertit en un radical qui s'unit à du chlore pour 
 former un chlorure. Dans celui-ci le chlore joue le même rôle que dans un 
 chlorure minéral. 
 
 Telle paraît avoir été la première idée de Laurent 1 . Mais ses vues se sont 
 bientôt modifiées. Deux ans plus tard, adoptant l'idée des substitutions, il s'est 
 arrêté à une interprétation différente. « En comparant, dit-il, les résultats de 
 l'action du brome, du chlore, de l'oxygène, de l'acide nitrique sur divers 
 hydrogènes carbonés, on arrive à cette conclusion, dont la première partie 
 appartient cà M. Dumas : 
 
 « 1° Toutes les fois que le chlore, le brome ou l'oxygène, ou l'acide nitrique 
 exercent une action déshydrogénante sur un hydrogène carboné, l'hydrogène 
 enlevé est remplacé par un équivalent de chlore, de brome ou d'oxygène. 
 
 a 2° Il se forme en même temps de l'acide hydrochlorique, hydrobro- 
 mique, de l'eau ou de l'acide nitreux, qui tantôt se dégagent, tantôt restent 
 combinés avec le nouveau radical formé. » 
 
 Ces deux propositions contiennent le germe d'une théorie que Laurent a 
 énoncée d'abord en 1836 et développée dans sa dissertation inaugurale sou- 
 tenue à la Faculté des sciences de Paris en 1837 : je veux parler de la théorie 
 des noyaux, qui mérite ici une courte mention, bien qu'elle n'ait joué qu'un 
 rôle secondaire dans le développement des théories modernes. En voici les 
 traits principaux. 
 
 Les molécules des corps organiques sont ou des noyaux ou des combi- 
 naisons de ces noyaux avec d'autres substances qui se trouvent placées en 
 dehors. 
 
 Les noyaux eux-mêmes sont formés par des groupes d'atomes de carbone 
 unis à d'autres éléments, chaque noyau renfermant un nombre fixe d'atomes de 
 carbone unis à un nombre déterminé d'autres atomes, groupés autour des 
 premiers suivant un ordre invariable ; et généralement le nombre des atomes 
 de carbone se trouve dans un rapport très-simple dans chaque noyau avec le 
 nombre des autres atomes. 
 
 Les noyaux ou radicaux sont de deux espèces : fondamentaux ou dérivés. 
 Les premiers ne renferment que du carbone et de l'hydrogène. Lorsqu'ils se 
 modifient par substitution, ils constituent des noyaux ou radicaux dérivés. Les 
 corps simples qui se substituent le plus souvent à l'hydrogène des radicaux sont 
 le chlore, le brome, l'iode, l'oxygène, l'azote. Mais des corps composés faisant 
 
 1. Note 9, p. xc. 
 
LAURENT ET GERHARDT. xxxix 
 
 fonction de radicaux peuvent, de même, se substituer à l'hydrogène et entrer 
 dans le noyau. Ainsi l'acide hypoazotique qui est de l'acide azotique anhydre 
 moins un atome d'oxygène, l'amidogène qui est de l'ammoniaque moins un 
 atome d'hydrogène, Timide qui est de l'ammoniaque moins deux atomes d'hy- 
 drogène, Tarside qui est de l'hydrogène arsénié moins un atome d'hydrogène, 
 le cyanogène lui-même, tous ces radicaux peuvent remplacer atome par atome 
 l'hydrogène des noyaux. Il en résulte qu'à chaque noyau ou radical fondamental 
 correspondent un certain nombre de noyaux ou radicaux dérivés. Dans tous 
 le nombre et l'arrangement des atomes demeurent les mêmes, en comptant, 
 bien entendu, pour un seul atome les groupes composés faisant fonction de 
 corps simples. 
 
 D'autres éléments, tels que l'hydrogène, le chlore, le brome, l'iode, l'oxy- 
 gène, le soufre, peuvent se grouper autour de chaque noyau pour former des 
 combinaisons diverses appartenant à la même famille. Ainsi la famille de 
 l'éthylène ou gaz oléfiant comprend, indépendamment de ce corps qui est le 
 radical fondamental, le chlorure, le bromure d'éthylène formés par l'addition 
 de 2 équivalents de chlore ou de brome, un oxyde qui est l'aldéhyde et qui 
 est formé par l'addition de 2 équivalents d'oxygène, un acide monobasique 
 qui est l'acide acétique et qui est formé par la fixation de k équivalents 
 d'oxygène 1 . Les corps formés par addition d'oxygène à des noyaux possèdent 
 des propriétés diverses, et ces propriétés sont en rapport avec le nombre des 
 équivalents d'oxygène qui se sont ajoutés. L'aldéhyde qui n'en renferme que 
 2 est neutre, l'acide acétique qui en contient h est un acide monobasique. Un 
 acide tribasique prend naissance par l'adjonction de 6 atomes d'oxygène à un 
 noyau. Remarquons, en passant, l'importance de ce point de vue, qui a fait res- 
 sortir pour la première fois l'influence de l'oxygène sur la basicité des acides. 
 L'idée était juste, mais la forme qu'elle a revêtue n'est plus acceptable 
 aujourd'hui. 
 
 Laurent fait remarquer que ces additions de chlore, de brome, d'oxygène, 
 ont toujours lieu par nombres pairs d'équivalents. Jamais on ne voit un seul 
 équivalent de ces corps simples s'ajouter à un noyau; ce sont toujours 2, h ou 
 6 équivalents. Mais, d'après lui, la proportion d'oxygène ou de chlore ne peut 
 augmenter au delà d'une certaine limite soit dans le noyau, soit en dehors, 
 sans déterminer une sorte d'instabilité et une tendance marquée de la 
 molécule à se dédoubler en deux ou plusieurs composés appartenant à des 
 séries inférieures. C'est ainsi que le chloral se dédouble sous l'influence des 
 alcalis en formiate et en chloroforme. 
 
 On voit ici, par un nouvel exemple, que Laurent se préoccupait non-seu- 
 lement de classer les corps d'après leur constitution, c'est-à-dire d'après la 
 nature, le nombre et l'arrangement de leurs atomes, mais qu'il cherchait dans 
 cette constitution même des données pour l'explication de leurs propriétés. 
 Dans la thèse soutenue à la Sorbonne le 20 décembre 1837, il avait essayé de 
 définir par une comparaison ingénieuse son idée des noyaux et des atomes 
 groupés autour d'eux comme des appendices. 
 
 4. Note 10, p. xc. 
 
xl DISCOURS, PRÉLIMINAIRE. 
 
 « Qu'on imagine, dit-il, un prisme droit à 16 pans, dont chaque base 
 aurait par conséquent 16 angles solides et 16 arêtes. Plaçons à chaque an^le 
 une molécule (un atome) de carbone et au milieu de chaque arête des bases 
 une molécule (un atome) d'hydrogène ; ce prisme représentera le radical fonda- 
 mental C 32 H 32 . Suspendons au-dessus de chaque base des molécules d'eau, 
 nous aurons un prisme terminé par des espèces de pyramides; la formule du 
 nouveau corps sera C 32 II 32 + 2 II 2 O. 
 
 a Par certaines réactions on pourra, comme en cristallographie, cliver ce 
 cristal, c'est-à-dire lui enlever les pyramides ou son eau pour le ramener à la 
 forme primitive ou fondamentale. 
 
 « Mettons en présence du radical fondamental de l'oxygène ou du chlore; 
 celui-ci ayant beaucoup d'affinité pour l'hydrogène, en enlèvera une molécule : 
 le prisme privé d'une arête se détruirait si l'on ne mettait à la place de celle-ci 
 une arête équivalente, soit d'oxygène, soit de chlore, d'azote, etc. On aura 
 donc un prisme à 16 pans (radical dérivé) , dans lequel le nombre des angles 
 solides (atomes de carbone) sera à celui des arêtes (atomes de chlore et d'hydro- 
 gène) comme 32 : 32. 
 
 « L'oxygène ou le chlore qui ont enlevé de l'hydrogène ont formé de l'eau 
 ou de l'acide chlorhydrique; ceux-ci peuvent se dégager ou se suspendre en 
 pyramides au-dessus du prisme dérivé. Par le clivage on pourra enlever ces 
 pyramides, c'est-à-dire que par tapotasse, par exemple, on pourra enlever 
 la pyramide d'acide chlorhydrique; mais cet alcali ne pourra s'emparer du 
 chlore qui est dans le prisme, ou bien, s'il le peut, il faudra nécessairement 
 remettre à sa place une autre arête ou un autre équivalent. 
 
 « Enfin on peut imaginer un prisme (radical) dérivé, qui pour 32 angles 
 de carbone renfermerait 8 arêtes- d'hydrogène , 8 d'oxygène, h de chlore, h de 
 brome, h d'iode, h de cyanogène. Sa forme et sa formule seraient toujours 
 semblables à celles du radical fondamental. » 
 
 Il ne reste plus rien ici de l'idée dualistique. D'après Laurent , la com- 
 binaison formée d'un noyau et d'appendices constitue un tout comme un 
 cristal. On voit aussi que la théorie des substitutions est la base du système 
 développé par Laurent, comme elle a servi plus tard de fondement à la théorie 
 des types. Et il n'est pas inutile de faire observer que cette dernière théorie 
 n'est pas sans analogie, dans son idée fondamentale, avec la théorie des noyaux. 
 
 Ainsi que Laurent, M. Dumas envisage les combinaisons chimiques 
 comme des édifices simples. D'autre part, par une comparaison plus profonde 
 peut-être que celle qu'avait employée son émule, il les assimilait à des sys- 
 tèmes planétaires, dans lesquels les atomes seraient maintenus par l'affinité. 
 
 La théorie des noyaux est la plus large conception de Laurent. Elle 
 offrait le moyen de grouper un grand nombre de composés organiques, et son 
 auteur n'a eu garde de méconnaître et de négliger un aussi précieux moyen de 
 classification. Il rangeait les corps par séries, notion importante qui apparaît 
 pour la première fois. Une série embrassait tous les corps qui renferment 
 un certain radical fondamental ou l'un de ses dérivés. Mais parmi tous ces 
 corps il y a des distinctions à établir. Bien qu'ils possèdent un fonds commun 
 dans leur composition, ils peuvent différer par la nature du radical, qui 
 
LAURENT ET GERHARDT. xli 
 
 est ou fondamental ou dérivé, et aussi par le nombre et la nature des 
 atomes qui y sont ajoutés. Ils diffèrent donc par le type auquel ils appar- 
 tiennent et naturellement aussi par les fonctions qu'ils sont aptes à remplir. 
 De là la possibilité d'établir pour chaque série un certain nombre de types qui 
 se reproduisent pour toutes les autres. Dans la création de ces types, Laurent 
 s'est montré à la fois pénétrant et fécond, trop fécond peut-être. Si quelques- 
 uns de ces types, qui marquent des fonctions, sont restés, d'autres sont tombés 
 dans l'oubli. Encore aujourd'hui nous parlons d'anhydrides, d'amides, d'imides, 
 d'acides amidés, d'aldéhydes; mais qui se souvient des analcides, des halydes, 
 des camphides, des protogénides, etc.? Les mots ont disparu du langage scien- 
 tifique, car les choses ne méritaient point d'être conservées. 
 
 La classification de Laurent, dont nous venons de rappeler les bases, n'a 
 donc été qu'un essai ingénieux, comme sa théorie des noyaux n'a été qu'un 
 effort prématuré. À la vérité, un homme qui fut grand par son érudition et par 
 l'indépendance de ses jugements, Léopold Gmelin, en a fait la base de son mé- 
 morable Traité de Chimie, mais sans réussir à la répandre. 
 
 Une autre théorie qui a surgi quelque temps après eut cette fortune. Elle 
 était d'abord restreinte, comme la théorie des noyaux, et en perfectionnant 
 plus tard celle-ci, Laurent a emprunté quelques traits à l'autre. Toutes deux 
 reposaient d'ailleurs sur les mêmes bases, sur la théorie des substitutions, mais 
 l'une portait en elle le germe de développements importants : nous voulons 
 parler de la théorie des types, que nous aurons à exposer bientôt. 
 
 Après avoir essayé de retracer la grande part de Laurent dans la théorie 
 des substitutions et sa lutte contre le dualisme où il a été pour M. Dumas 
 un puissant auxiliaire, nous avons rappelé dans ce qui précède les grandes 
 conceptions qui lui sont propres. 
 
 Ce ne sont point là les seuls services que Laurent ait rendus à la science. 
 Ses travaux ont formé un élève qui valait à lui seul une école ef qui est devenu 
 un grand maître. Le jeune Gerhardt s'était lié d'amitié avec Laurent, dont il 
 avait adopté les idées. Plus tard, il lui a prêté les siennes, les rôles se ren- 
 versant en quelque sorte. Il serait donc injuste de les subordonner l'un à 
 l'autre. 
 
 IL 
 
 Charles-Frédéric Gerhardt naquit àjStrasbourg le 21 août 1816. 
 
 Il donna de bonne heure la preuve d'un esprit distingué et d'un caractère 
 indépendant. Après une jeunesse un peu agitée, il se voua à l'étude de la chi- 
 mie sous les auspices de M. Liebig. C'était à Giessen, où ce maître, alors dans 
 le premier éclat de sa renommée, attirait de jeunes savants venus de tous les 
 pays du monde et fondait une école justement célèbre. 
 
 Dès ses premiers pas dans la carrière, Gerhardt donna la mesure de ses 
 puissantes facultés. Il était plus habile à saisir le côté général d'une question 
 qu'à en poursuivre les détails par la voie de l'expérience. Passé maître dans 
 
xlii DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 l'art de grouper et d'interpréter les faits, il en tirait les conséquences les 
 plus élevées et les plus utiles pour la théorie. Si Laurent excellait à appro- 
 fondir et à trier les phénomènes par la plus fine analyse, Gerhardt possédait à 
 un plus haut degré l'esprit de système et comme une intuition générale des 
 choses. Il dominait son sujet. 
 
 Le 5 septembre 1S/i2, il lut à l'Académie un mémoire intitulé : Recherches 
 sur la classification chimique des substances organiques , dans lequel il a 
 émis, au sujet des équivalents du carbone, de l'hydrogène et de l'oxygène, 
 des vues nouvelles et importantes. Plus tard il les développa dans un travail 
 plus étendu. Elles sont fondées sur le fait suivant : Lorsqu'une réaction orga- 
 nique donne lieu à la formation de l'eau ou de l'acide carbonique, la proportion 
 de ces corps ne correspond jamais à ce qu'on nommait alors un équivalent, 
 mais toujours à deux équivalents ou à un multiple de cette quantité. Gerhardt 
 fut frappé de ce fait, étrange selon lui, et qui semblait trahir quelque faute 
 commise , soit dans la détermination de la grandeur moléculaire des substances 
 organiques, soit dans celle des équivalents de l'acide carbonique et de l'eau, ou 
 plutôt du carbone et de l'oxygène. En effet, on ne saurait admettre qu'aucune 
 réaction de la chimie organique ne puisse donner naissance à une seule molé- 
 cule d'eau ou d'acide carbonique. De deux choses l'une, dit-il 1 , « ou 11 4 2 et 
 C 2 4 représentent un seul équivalent, ou ils en expriment deux. » Dans la pre- 
 mière supposition, il faudrait doubler les formules de la chimie minérale « afin 
 de les faire accorder avec les formules organiques » : c'est ce qu'il avait d'abord 
 proposé de faire. Dans l'autre hypothèse il faudrait, au contraire, réduire à la 
 moitié toutes les formules organiques. C'est à ce dernier parti qu'il s'est 
 définitivement arrêté. 
 
 Ces formules organiques qu'il réduit ainsi sont les formules atomiques 
 de Berzelius. A l'exemple de ce chimiste, il considère l'eau comme formée de 
 2 atomes d'hydrogène et de 1 atome d'oxygène. Il revient donc, pour l'hy- 
 drogène et l'oxygène, aux poids atomiques de Berzelius, comme aussi pour le 
 carbone et l'azote, c'est-à-dire pour les éléments ordinaires des composés 
 organiques. Avec les chimistes anglais, il rapporte ces poids atomiques à celui 
 de l'hydrogène, pris pour unité. 
 
 Il fait voir ensuite comment Berzelius a été conduit à attribuer à la plu- 
 part des corps organiques des formules doubles de celles qui expriment en 
 réalité la composition de leurs molécules. Il rappelle que ce sont les acides 
 dont « l'équivalent », c'est-à-dire le poids moléculaire, a été déterminé en pre- 
 mier lieu. Pour cette détermination, le grand chimiste suédois avait prescrit 
 d'analyser des sels, ceux de plomb ou d'argent par exemple. L'équivalent d'un 
 acide organique était pour lui la quantité de l'acide unie à une quantité d'oxyde 
 d'argent renfermant 1 équivalent d'argent. Or Berzelius avait pris pour l'équiva- 
 lent de l'argent un nombre double de celui qu'il convient de lui attribuer. Il en 
 résulte que l'équivalent, c'est-à-dire le poids moléculaire de l'acide organique, 
 était deux fois trop fort. Ceci s'applique particulièrement aux acides monoba- 
 siques tels que l'acide acétique. Mais on voit immédiatement que les formules 
 
 1 . Précis de Chimie organique } t. I, p. 49. 
 
LAURENT ET GERHARDT. xliii 
 
 des composés organiques les plus divers ont dû être affectées de la même irré- 
 gularité. Ainsi, la formule de l'acide acétique étant double, il a fallu doubler 
 celle de l'alcool et de la plupart des composés qui s'y rattachent. 
 
 Mais sur quel argument se fondait Gerhardt pour admettre que le poids 
 atomique de l'argent, tel que l'admettait Berzelius, était deux fois trop élevé? 
 
 Il se laissait guider par l'analogie que l'on a souvent invoquée entre les 
 protoxydes et l'eau. Si l'eau, disait-il, renferme 2 atomes d'hydrogène et 
 1 atome d'oxygène, l'oxyde d'argent doit avoir une constitution semblable. Pour 
 
 1 atome d'oxygène, il doit renfermer 2 atomes d'argent, et le poids de l'un 
 d'eux doit être la moitié de celui que Berzelius attribuait à l'équivalent de l'ar- 
 gent, dans l'oxyde formé, selon lui, de 1 équivalent d'argent et ciel équivalent 
 d'oxygène. Ce point de vue a été étendu par Gerhardt non- seulement aux 
 oxydes alcalins, mais à tous les protoxydes en général. Les poids atomiques 
 des métaux correspondants ont donc été réduits de moitié. 
 
 La notation fondée sur ce nouveau système de poids atomiques conduisait 
 à des formules rigoureusement comparables entre elles. Gerhardt a fait remar- 
 quer avec raison que les formules doubles des composés organiques telles 
 que les avait construites Berzelius sont loin de correspondre aux formules de 
 la plupart des composés minéraux. Celles de l'acide acétique et de l'alcool, qui 
 correspondent à h volumes de vapeur, n'étaient point comparables à celles de 
 l'eau, qui correspond à 2 volumes. Réduisez donc les premières à la moitié, 
 elles vont exprimer 2 volumes de vapeur comme la formule de l'eau. Et l'on 
 comprend le sens de ce langage. Si l'on dit qu'une molécule d'eau occupe 
 
 2 volumes, on n'exprime, à proprement parler, que le rapport du volume de 
 cette molécule d'eau à celui d'un atome d'hydrogène qu'on suppose occuper un 
 seul volume, ou l'unité du volume. 
 
 Laurent et Gerhardt ont beaucoup insisté sur ce point. Les molécules des 
 corps composés sont formées par les atomes des corps simples, que l'affinité 
 maintient unis; elles diffèrent en grandeur et en poids, suivant le nombre et 
 la nature de ces atomes juxtaposés. Pour chaque corps composé, une molé- 
 cule unique est la plus petite quantité de ce corps qui puisse exister à l'état 
 libre, qui puisse entrer dans une réaction ou en sortir. Toutes les autres 
 molécules de ce corps composé sont semblables à celles-là. Les molécules des 
 autres corps en diffèrent par le nombre et la nature de leurs atomes élémen- 
 taires, ou, pour choisir un terme plus général, par leur grandeur. Les gran- 
 deurs des molécules ne pouvant être déterminées que d'une manière relative, 
 il est nécessaire de choisir une unité de molécule à laquelle on rapporte toutes 
 les molécules des corps composés, comme on a choisi une unité d'atome, 
 celui de l'hydrogène, auquel on a comparé tous les autres. Tous les corps et 
 toutes les réactions doivent avoir, selon lui, une commune mesure. A cette 
 condition seulement les grandeurs relatives de leurs molécules peuvent être 
 lixées d'une manière rigoureuse. 
 
 Cette commune mesure pour la détermination des grandeurs moléculaires 
 est la molécule d'eau. A celle-là il convient de comparer les molécules de tous 
 les autres corps qui doivent occuper comme elle, à l'état de gaz ou de vapeur, 
 2 volumes. 
 
xliv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 C'est là un des points les plus importants de la doctrine de Gerhardt, qui 
 repose, d'une manière générale, sur un développement très-conséquent de la 
 théorie des volumes : les grandeurs moléculaires déduites rigoureusement de 
 la considération des volumes , les poids moléculaires déterminés par la compa- 
 raison du poids de volumes égaux des gaz ou des vapeurs, c'est-à-dire des 
 densités de ces gaz ou de ces vapeurs. Ce point de vue ne s'appliquait pas 
 seulement aux composés organiques. Gerhardt l'a étendu aux composés miné- 
 raux les plus divers. Ainsi la molécule de l'ammoniaque ne renferme plus, 
 comme Berzelius l'avait admis, 2 atomes d'azote et 6 atomes d'hydrogène, 
 de manière à occuper k volumes; elle est formée de 1 atome d'azote et de 
 3 atomes d'hydrogène et n'occupe que 2 volumes. De môme, la molécule de 
 l'acide chlorhydrique , qui n'est formée que d'un seul atome d'hydrogène et 
 d'un seul atome de chlore, n'occupe 'que 2 volumes. C'est là la quantité com- 
 parable à une molécule d'eau et non pas la quantité double, comme l'avait 
 admis Berzelius. Les chlorures métalliques répondent aux protoxydes métal- 
 liques de la même façon que l'acide chlorhydrique répond à l'eau. Ils ne ren- 
 ferment qu'un seul atome de chlore uni à un seul atome de métal. 
 
 De ces considérations est déduit un système de formules qui différait à la * 
 fois de celui de Berzelius et de la notation en équivalents qui a été usitée 
 depuis. Et cette nouvelle manière de formuler ne pouvait se concilier, pour 
 un grand nombre de composés, avec les idées dualistiques. C'est là un point 
 important qu'il est utile de mettre en lumière. 
 
 Dans le sulfate d'argent Gerhardt admet 2 atomes d'argent. L'acide sulfu- 
 rique hydraté, étant en effet bibasique, renferme 2 atomes d'hydrogène capables 
 d'être remplacés par 2 atomes de métal, ou, selon la théorie du dualisme, 
 une molécule d'acide sulfurique anhydre unie à une molécule d'eau. Dans 
 les sulfates cette molécule d'eau est remplacée par une molécule de base. Celui 
 d'argent renferme donc les éléments de l'acide sulfurique anhydre, plus ceux de 
 l'oxyde d'argent. Gerhardt admet dans cet oxyde 2 atomes d'argent : ils se 
 retrouvent dans le sulfate, et la formule qu'il attribue à ce dernier répond, 
 pour la grandeur moléculaire, à la formule dualistique, en ce sens qu'elle ren- 
 ferme, comme celle-ci, mais sans groupement déterminé, tous les éléments 
 nécessaires pour constituer une molécule d'acide anhydre et une molécule 
 d'oxyde. 
 
 Mais il n'en est point ainsi de l'acétate d'argent. La formule que Berze- 
 lius avait attribuée à ce sel représentait 1 équivalent d'acide et 1 équivalent 
 d'oxyde. La formule dédoublée de Gerhardt, ne contenant que 1 atome de 
 métal, ne permettait plus d'envisager l'acétate d'argent comme renfermant de 
 l'oxyde d'argent; car 1 «équivalent 1 » de cet oxyde renferme, d'après Ger- 
 hardt, 2 atomes d'argent. En d'autres termes, l'unique atome d'argent de l'acé- 
 tate ne prendrait, pour former de l'oxyde, qu'un demi-atome d'oxygène et ne 
 donnerait qu'un demi-équivalent d'oxyde d'argent, résultat inadmissible et 
 inconciliable avec la théorie dualistique des sels. Cette théorie admet, en effet, 
 
 4. Gerhardt se servait de ce mot, qui signifie ici molécule et qu'il prenait alors dans 
 ce sens.- 
 
LAURENT ET GERHARDT. xlv 
 
 que chaque molécule d'un sel renferme un équivalent entier de l'acide et un 
 équivalent entier de la base. La même remarque s'appliquerait à tous les 
 sels formés par les acides monobasiques, tels que les nitrates, les chlorates. 
 Gerhardt ne pouvait plus les envisager comme constituant des molécules 
 binaires, des édifices doubles en quelque sorte. 
 
 Généralisant les vues que MM. Dumas et Laurent avaient émises au sujet 
 des combinaisons organiques, Gerhardt envisagea les sels dont il s'agit, et en 
 général tous les sels, tous les acides, tous les oxydes de la chimie minérale, 
 comme constituant des molécules uniques formées d'atomes dont quelques-uns 
 peuvent être échangés par voie de double décomposition. Au point de vue 
 dualistique il opposa donc le point de vue unitaire, à l'idée de combinaisons 
 résultant d'une addition d'éléments, celle de composés formés par substitution. 
 Un acide est un corps hydrogéné dont l'hydrogène peut être échangé facile- 
 ment, par double décomposition, contre une quantité équivalente de métal. 
 De cet échange résulte un sel. Gomment les choses se passent-elles lorsque 
 l'acide nitrique réagit sur la potasse? L'atome de potassium de cette base, 
 qui est un hydrate, va prendre la place de l'atome d'hydrogène de l'acide 
 nitrique : il se forme du nitrate de potassium et de l'eau, car l'hydrogène qui 
 a abandonné l'acide nitrique est nécessaire et suffît exactement pour former 
 de l'eau avec les éléments de l'hydrate de potassium dont s'est séparé le 
 potassium. C'est donc une double décomposition qui s'est accomplie; 2 mo- 
 lécules sont entrées en réaction : l'acide nitrique et l'hydrate de potassium; 
 2 nouvelles molécules en sont sorties : le nitrate de potassium et l'eau. 
 Le cas est un peu différent pour l'acide acétique et pour l'oxyde d'argent; 
 celui-ci renferme 2 atomes d'argent et 1 seul atome d'oxygène. 2 molécules 
 d'acide acétique doivent donc intervenir clans la formation de l'acétate d'argent. 
 Chacune d'elles cède 1 atome d'hydrogène à l'oxygène de l'oxyde d'argent pour 
 former de l'eau, et les 2 atomes d'argent, se séparant l'un de l'autre, vont se 
 substituer à l'hydrogène dans les 2 molécules d'acide acétique; il se forme 
 ainsi 2 molécules d'acétate d'argent. Il résulte de tout cela que les acides et 
 les sels offrent la même constitution, les premiers étant des sels d'hydrogène, 
 les autres des sels de métal. 
 
 Telle est la théorie de Gerhardt sur la formation et la constitution des 
 sels. On y voit la trace des idées autrefois émises par Davy et par Dulong et 
 qui offrent une telle importance qu'il convient de les rappeler ici. 
 
 En 1815, le grand chimiste anglais avait fait paraître un mémoire sur l'acide 
 iodique , où il émettait l'opinion que les propriétés acides de ce corps étaient 
 en rapport avec l'hydrogène qu'il renferme, en ce sens que cet hydrogène peut 
 être remplacé par un métal. «L'hydrogène, disait-il, joue un rôle essentiel 
 dans la Constitution et la formation des acides; c'est lui qui convertit l'iode en 
 un acide, en s'unissant à cet élément pour former l'acide iodhydrique; c'est 
 encore lui qui constitue à l'état d'acide 1 équivalent d'iode et 6 équivalents 
 d'oxygène, unis dans l'acide iodique à un équivalent d'hydrogène. Dans l'acide 
 chlorique, il joue un rôle analogue. » 
 
 Dans un mémoire sur les chlorates, Davy avait relevé ce fait que le chlo- 
 rate de potasse est un sel neutre et qu'en perdant tout son oxygène il se con- 
 
xlvi DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 vertit en un autre sel neutre, le chlorure de potassium. D'après lui, l'oxygène 
 n'est point partagé, dans le chlorate, entre le chlore et le potassium, de 
 manière à constituer un acide anhydre et un oxyde. Le chlorate de potassium 
 ne renferme pas 2 constituants immédiats, il renferme 3 éléments : le potas- 
 sium, le chlore, l'oxygène. Ces éléments y sont groupés de telle sorte que 
 le potassium y prend la place que l'hydrogène occupe dans l'acide chlorique 
 lui-même. 
 
 Dulong avait adopté ces idées émises par Davy : il y ajouta ce trait que 
 les oxacides possèdent une constitution binaire comme les hydracides. Ainsi 
 que ces derniers, ils renferment de l'hydrogène, mais cet élément y est uni 
 non pas à un corps simple , mais à un radical oxygéné faisant fonction de 
 corps simple. Cette opinion a été exposée, en 1816, dans un mémoire sur 
 l'acide oxalique. On sait que l'oxalate d'argent, soumis k une chaleur modérée, 
 se dédouble brusquement en acide carbonique et en métal, et que la compo- 
 sition de tous les oxalates neutres et secs est telle, qu'elle représente de 
 l'acide carbonique auquel serait ajouté un métal. Dulong admettait que l'acide 
 oxalique est de l'acide carbonique auquel serait ajouté de l'hydrogène, et que, 
 dans la formation des oxalates, cet hydrogène s'unit à l'oxygène des oxydes 
 pour former de l'eau et est remplacé par le métal. Il a fait remarquer qu'on 
 pouvait appliquer ce point de vue à tous les acides oxygénés, qu'il assimile à 
 des hydracides. Si ceux-ci renferment un corps simple fortement électro-négatif, 
 uni à de l'hydrogène, les autres contiennent un groupe oxygéné faisant fonction 
 de radical uni à l'hydrogène. Dans son remarquable mémoire sur les acides 
 polybasiques, M. Liebig a développé le môme point de vue et a fait remarquer 
 que l'affinité des acides pour les oxydes peut trouver sa raison d'être et son 
 explication dans l'affinité puissante de l'hydrogène des acides pour l'oxygène 
 des oxydes, la formation de l'eau accompagnant toujours la formation des 
 sels, dans les cas dont il s'agit. 
 
 Gerhardt est donc entré dans des idées qui avaient été énoncées avant 
 lui, mais il les a faites siennes, non -seulement par les modifications intro- 
 . duites dans la notation , mais encore par le caractère même de ses définitions 
 et de ses formules unitaires. Un sel n'est plus un composé binaire, renfermant 
 d'un côté un radical oxygéné, de l'autre un métal; c'est un tout, c'est un 
 groupement unique d'atomes divers, parmi lesquels un ou plusieurs atomes 
 de métaux capables d'être échangés contre d'autres atomes métalliques ou 
 contre de l'hydrogène. 
 
 Comment ces atomes sont-ils groupés dans la molécule du sel? Gerhardt 
 n'aborde pas cette question, car il ne croit pas qu'on puisse la résoudre. « On 
 admet, disait-il, que les sels renferment tout formés les éléments d'un acide 
 et ceux d'un oxyde, et on fonde cette opinion sur ce fait que beaucoup de sels 
 se forment par l'union directe d'un acide anhydre avec un oxyde. L'argu- 
 ment est mauvais, car rien ne prouve que le groupement atomique des élé- 
 ments qui s'unissent persiste après la combinaison; c'est là une pure hypo- 
 thèse. » D'après Gerhardt, l'arrangement qu'affectent les atomes dans un 
 composé complexe est inaccessible à l'expérience et défie le raisonnement. 
 C'est donc une vaine entreprise que de définir les corps d'après leur constitu- 
 
LAURENT ET GERHARDT. xlvii 
 
 tion; tout ce qu'on peut tenter, c'est de les classer d'après leurs fonctions et 
 leurs métamorphoses. Pour exprimer ces dernières d'une manière correcte, 
 il suffit de représenter la composition des corps par des formules unitaires, 
 rigoureusement comparables et donnant une idée exacte de la grandeur 
 moléculaire. Le mouvement atomique qui détermine les métamorphoses des 
 corps peut alors s'exprimer par des équations, où interviennent de telles for- 
 mules. 
 
 Sans méconnaître les services que peuvent rendre les formules ration- 
 nelles, Gerhardt en signale les inconvénients et en proscrit l'usage. Selon lui, 
 de telles formules n'expriment que des réactions, mais nullement le groupement 
 atomique. Une seule et môme substance peut éprouver diverses métamor- 
 phoses : il en résulte qu'on peut lui attribuer plusieurs formules rationnelles. 
 C'est ce qui arrive souvent, notamment pour l'alcool, pour lequel on a 
 proposé six ou sept formules différentes, chaque auteur cherchant, par de 
 nombreuses réactions, à appuyer la sienne qu'il croyait la meilleure, comme si 
 l'on pouvait donner la moindre idée du groupement des molécules en disposant 
 sur le papier, un peu plus à gauche ou à droite, tel ou tel symbole 1 . Pour 
 Gerhardt les formules rationnelles sont donc des hypothèses et il s'élève avec 
 force contre l'abus qu'en a fait Berzelius en chimie organique. Ces expressions 
 compliquées, où l'on voit des radicaux hypothétiques sans nombre unis à de 
 l'oxygène ou à du chlore, selon la règle électro-chimique, lui paraissent 
 dénuées de fondement et de vraisemblance. « Qu'on nous montre un seul de 
 ces radicaux, » s'écrie-t-il, niant, avec conviction, la possibilité de leur 
 existence. Dans son ardeur il va même jusqu'à dépouiller le cyanogène, le 
 cacodyle de leur caractère de radicaux composés. Au reste, il'conforme sa 
 nomenclature à ses idées. Le corps qui résulte de l'action du chlore sur 
 l'essence d'amandes amères n'est point le chlorure de benzoyle, c'est le ben- 
 zoïlol chloré , nom qui se borne à rappeler, ainsi que la formule unitaire , 
 les rapports de composition du corps chloré avec l'essence d'amandes amères 
 ou benzoïlol dont il dérive par substitution. 
 
 Ainsi, dans cette première période de son activité scientifique, Gerhardt 
 n'admet ni formules rationnelles ni radicaux, ce dernier mot étant pris dans 
 le sens de groupe d'atomes possédant une existence indépendante et la faculté 
 d'entrer directement en combinaison. Mais le promoteur des idées unitaires 
 était trop clairvoyant pour ne point s'apercevoir que, dans une foule de 
 réactions, lorsque des corps composés ont perdu l'un ou l'autre de leurs 
 éléments, les restes, qui sont comme les débris de la molécule, peuvent 
 entrer en combinaison. C'est ce qu'il appelle substitutions par résidus. L'idée 
 avait été énoncée par Laurent ( page xxxix), Gerhardt l'a adoptée. Plus tard 
 elle a reçu de beaux développements et est devenue en quelque sorte le 
 trait d'union entre la théorie des substitutions et la théorie des radicaux, 
 développée elle-même et rajeunie. Ces résidus que Gerhardt admettait ne sont, 
 en effet, que les radicaux dans le sens moderne du mot. 
 
 Mais en 1842 Gerhardt n'en était pas là. Entraîné par son opposition aux 
 
 1. Précis de Chimie organique, t. I, p. 12. 
 
xlviii DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 doctrines qui régnaient alors et par la confiance que ui inspiraient ses propres 
 idées, il n'a pas échappé au péril d'en exagérer les conséquences. Dans son 
 Précis de Chimie organique, qui est le premier jet de ses idées et le premier 
 témoin de sa puissante originalité, il prend les formules empiriques pour base 
 unique d'une nouvelle classification. Il range tous les corps en progression 
 ascendante, suivant le nombre d'atomes de carbone que renferme leur molé- 
 cule, les composés plus simples formant la base, les plus compliqués le 
 sommet de cette immense échelle. Il la nomme échelle de combustion par la 
 raison que les procédés d'oxydation font descendre les corps de un ou de 
 plusieurs rangs dans la série, en emportant un ou plusieurs atomes de 
 carbone. 
 
 Ce principe de classification est excellent, mais il a été appliqué d'une 
 manière trop absolue dans ce premier es'sai.En s'appuyant uniquement sur les 
 formules empiriques, Gerhardt a été amené à faire des rapprochements malheu- 
 reux. L'acétate d'éthyle accompagne l'acide butyrique, les acides succinique, 
 éthyloxalique et l'oxalate de méthyle se suivent de près, et l'acide adipique 
 coudoie l'éther oxalique. 
 
 Un ordre trop rigoureux a donc produit une certaine confusion que Ger- 
 hardt a su éviter plus tard. Mais l'habitude qu'il avait prise de grouper les 
 corps d'après leur composition et de comparer leurs formules empiriques a 
 néanmoins porté des fruits. Elle a contribué à introduire dans la science une 
 idée nouvelle et féconde, celle de la série homologue. 
 
 Un chimiste allemand, M. Schiel, avait fait observer le premier les rela- 
 tions de composition qui existent entre les alcools. Après lui, M. Dumas avait 
 construit la série des acides gras qui commence avec le plus simple des acides 
 organiques, l'acide formique, pour s'élever, par une gradation régulière, jus- 
 qu'aux acides complexes qu'on retire du suif et de la cire. Gerhardt développa 
 cette idée et la fortifia par de nouveaux exemples. Dans ces séries qu'il nomma 
 homologues, les corps sont rangés suivant la progression régulière des atomes 
 de carbone et d'hydrogène, les autres atomes demeurant invariables et chaque 
 terme différant de celui qui le précède ou le suit immédiatement par GIF en 
 plus ou en moins. Gerhardt ajoute que l'homologie découle non-seulement 
 des relations de composition, mais encore de la similitude des fonctions chi- 
 miques. Ainsi il a fixé l'idée et créé le mot. Par ses efforts, la doctrine des 
 homologues est devenue une des bases les plus solides de la classification des 
 substances organiques. 
 
 Les travaux que nous venons d'esquisser à grands traits ont laissé dans la 
 science des traces profondes et constituent en grande partie la base de nos 
 idées modernes. Un système de poids atomiques nouveau, fondé sur un déve- 
 loppement conséquent de la théorie des volumes et sur une appréciation saine 
 des analogies, une notation où toutes les formules et toutes les réactions sont 
 rendues comparables par une détermination plus exacte des grandeurs relatives 
 des molécules, les combinaisons chimiques considérées comme des groupe- 
 ments d'atomes formant un seul tout, un édifice simple en quelque sorte, et 
 capable de se modifier par voie d'échange d'un élément contre un autre : tels 
 sont les principaux traits d'une doctrine qui faisait corps déjà et qui commen- 
 
LAURENT ET GERHARDT. xlix 
 
 çait à s'affirmer. Mais entre cette première affirmation et le triomphe, il devait 
 s'écouler un long intervalle et la doctrine elle-même devait subir des modifi- 
 cations sérieuses. 
 
 III. 
 
 Berzelius n'était plus. La théorie des substitutions avait prévalu, mais les 
 développements qu'en avaient fait sortir Laurent et Gerhardt rencontraient 
 une vive opposition. Les partisans de la doctrine des radicaux avaient accepté 
 le fait des substitutions, mais gardaient une attitude hostile. Le dualisme était 
 toujours en face de l'idée unitaire. De fait, celle-ci avait été entre les mains 
 de Laurent et de Gerhardt un instrument plus propre à redresser des erreurs 
 qu'à susciter de grandes découvertes. La théorie fleurissait, mais l'expérience 
 languissait quelque peu. Or dans les sciences expérimentales une nouvelle 
 doctrine ne s'impose point par la critique seule. Il lui faut, pour triompher, 
 une auréole de découvertes. Cette sanction n'a pas manqué dans le cas présent. 
 A partir de 1849 se sont succédé divers travaux qui ont vivement excité 
 l'attention des chimistes et ont poussé Gerhardt lui-même dans des voies 
 nouvelles : nous voulons parler de la découverte des ammoniaques composées 
 par M. Wurtz, et de celle des éthers mixtes qu'on doit à M. Williamson. 
 
 Ces travaux ont amené une conciliation entre la théorie des radicaux et 
 celle des substitutions. Jusque-là rivales, elles se sont fondues dans une 
 théorie nouvelle, celle des types. Mais pour bien faire ressortir les origines et 
 la portée de cette théorie, il est nécessaire de prendre les choses de plus haut. 
 
 En 1839 M. Dumas avait découvert l'acide chloracétique. Cet acide dérive 
 de l'acide acétique par la substitution de 3 équivalents de chlore à 3 équiva- 
 lents d'hydrogène, tous les autres éléments demeurant les mêmes. Mais, chose 
 remarquable, cette introduction du chlore dans la molécule n'a pas imprimé 
 une modification profonde aux propriétés fondamentales de l'acide acétique. 
 Son dérivé chloré est, comme lui, un acide monobasique et peut subir par 
 l'action de certains réactifs des dédoublements analogues. Ces faits n'admettent, 
 d'après M. Dumas, qu'une seule explication : en se substituant à l'hydrogène 
 dans l'acide acétique le chlore prend la place de cet élément et joue le même 
 rôle dans le nouveau composé. Il exprime cela en disant que l'acide acétique et 
 l'acide chloracétique appartiennent au même type chimique. Il admet d'ail- 
 leurs que les propriétés d'une combinaison dépendent moins de la nature 
 des atomes qu'elle renferme que de leur groupement et de leur position dans 
 la molécule. 
 
 Ces idées sont conformes à celles que Laurent avait émises lui-même, 
 mais, s' appuyant sur des faits nouveaux et importants, elles ont eu plus d'au- 
 torité. En outre, l'idée de la conservation du type, après la substitution d'un 
 élément à un autre, clans un composé donné, a été énoncée plus clairement que 
 Laurent ne l'avait fait dans sa théorie des noyaux. 
 
 M. Dumas a donc rangé dans le même type chimique tous les corps qui 
 renferment le même nombre « d'équivalents » groupés de la même manière, et 
 
L DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 qui possèdent, en outre, les mêmes propriétés fondamentales. Mais il fait remar- 
 quer aussi que ces propriétés peuvent se modifier par le fait des substitutions. 
 
 Des corps renfermant le môme nombre d'équivalents, mais qui diffèrent 
 parleurs propriétés fondamentales, peuvent être réunis dans le même type 
 mécanique. Il est juste d'ajouter que M. Regnault, dans ses travaux remar- 
 quables concernant l'action du chlore sur la liqueur des Hollandais et sur 
 l'éther chlorhydrique, avait déjà appelé l'attention sur la conservation du 
 groupement atomique par le fait de telles substitutions. 
 
 C'est ainsi que l'idée des types a été introduite dans la science; mais sous 
 cette première forme elle n'était pas susceptible de grands développements. Se 
 bornant à exprimer, d'une façon ' élégante et précise , les rapports que les 
 substitutions créent entre un composé donné et ses dérivés, elle admettait 
 autant de types qu'il existe de composés capables de se modifier par substitu- 
 tion et elle laissait ces derniers sans aucun lien. C'était donc une idée ingénieuse 
 et vraie; mais elle ne semblait pas destinée à devenir une théorie générale. Elle 
 l'est devenue pourtant en se modifiant. 
 
 Depuis longtemps les chimistes, frappés de ce fait que les alcaloïdes 
 naturels renferment tous de l'azote et donnent de l'ammoniaque par la distilla- 
 tion sèche, pressentaient l'existence de rapports intimes entre « l'alcali volatil » 
 et les alcalis organiques. Berzelius avait admis que ces derniers doivent leurs 
 propriétés alcalines à de l'ammoniaque toute formée et intimement conjuguée 
 à leurs éléments. Plus tard, la grande découverte des amides, que l'on doit à 
 M. Dumas, a fait surgir un autre point de vue. On pensait que les alcaloïdes ren- 
 ferment, comme élément commun, le principe générateur des amides qu'on 
 a nommé amidogène, et qui est de l'ammoniaque, moins un atome d'hydrogène. 
 
 Cette question importante de la constitution des bases organiques a été 
 éclaircie par la découverte d'une classe de corps qui offrent avec l'ammoniaque 
 les relations de composition et de propriétés les plus frappantes : même ten- 
 dance à s'unir aux acides, même causticité, même solubilité dans l'eau, même 
 odeur: En annonçant l'existence de ces « ammoniaques composées », l'auteur 
 a exprimé l'opinion qu'on pouvait les envisager, soit comme de l'éther dans 
 lequel F oxygène était remplacé par de l'amidogène, soit comme de l'ammo- 
 niaque dans laquelle 1 équivalent d'hydrogène était remplacé par 1 équivalent 
 d'un radical alcoolique 1 . L'idée de les comparer à l'ammoniaque prise comme 
 type était donc énoncée dans cette première communication, et, de fait, s'im- 
 posait à l'esprit par une surprenante analogie de propriétés. Quelques mois 
 plus tard, M. Hofmann, guidé par sa brillante découverte de la diéthylamine 
 et de la triéthylamine , a accentué davantage l'idée typique et l'a fait triom- 
 pher en envisageant toutes ces bases comme de l'ammoniaque dans laquelle 
 1, 2 ou 3 atomes d'hydrogène sont remplacés par 1, 2 ou 3 groupes ou radi- 
 caux alcooliques 2 . 
 
 Ainsi le type ammoniaque était créé, car il était facile d'étendre aux autres 
 alcaloïdes et principalement aux bases volatiles, qu'on savait déjà préparer par 
 
 1. Comptes rendus, t. XXVIII, p. 224; février 1849. 
 
 2. Voir note 4 0. p. xc. 
 
LAURENT ET GERHARDT. ti 
 
 les voies synthétiques, le point de vue qui s'adaptait si bien aux bases éthylées. 
 Remarquons aussi que la théorie des substitutions s'emparait des radicaux. 
 L'éthylamine n'est plus une combinaison binaire d'éthyle et d'amidogène, c'est 
 de l'éther dont l'oxygène est remplacé par de Famidogène, ou de l'ammoniaque 
 dans laquelle le radical éthyle s'est substitué à de l'hydrogène. Ici le mot 
 radical est pris dans le sens de groupe d'atomes capables de se combiner à 
 d'autres atomes par voie de substitution. Il n'est plus question de radicaux 
 tout isolés, tout prêts à former des combinaisons binaires par voie d'addition, 
 affectant, en un mot, les allures des corps simples; ce sont plutôt les résidus 
 de Gerhardt qui passent intacts d'une combinaison dans une autre. Mais ils ne 
 vont point s'y confondre dans la masse des éléments; ils gardent dans la molé- 
 cule une place déterminée et une individualité distincte marquée par la for- 
 mule même. Celle-ci n'est plus une expression unique. C'est une formule 
 rationnelle indiquant clairement les rapports de composition des bases nou- 
 velles avec l'ammoniaque. Ainsi, au moment même où la théorie des radicaux 
 et celle des substitutions allaient se fondre clans la théorie des types, les for- 
 mules rationnelles sont remises en honneur comme un moyen d'exprimer les 
 liens de parenté des corps. 
 
 Une nouvelle impulsion est ainsi donnée et une nouvelle découverte va 
 accélérer le mouvement. En 1851, M. Williamson a publié ses belles recherches 
 sur réthérification et sur l'existence d'éthers mixtes, recherches qui ont intro- 
 duit dans la science le type eau. 
 
 Laurent avait déjà comparé à l'eau l'oxyde de potassium anhydre et la 
 potasse caustique. Il avait indiqué, par des formules abrégées et ingénieuses, 
 les relations de composition qui existent entre l'alcool et l'éther 1 . Ses idées 
 ont été développées avec talent par un chimiste américain, M. Sterry Hunt. 
 
 M. Williamson est allé plus loin : il a comparé à l'eau non-seulement 
 l'alcool et les éthers, mais encore les acides, les oxydes et les sels de la chimie 
 minérale. L'eau étant formée de 1 atome d'oxygène et de 2 atomes d'hydro- 
 gène, on peut remplacer ces derniers, soit par les atomes d'autres corps 
 simples, soit par des groupes faisant fonction de radicaux. Remplacez dans 
 une molécule d'eau 1 atome d'hydrogène par un groupe éthylique, vous aurez 
 de l'alcool; le second atome d'hydrogène étant lui-même remplacé par de 
 Y éthyle, il en résultera de l'éther. La potasse représente de l'eau dont 1 atome 
 d'hydrogène a été remplacé par le potassium ; qu'on remplace l'autre atome 
 d'hydrogène par un radical d'acide, cette double substitution donnera nais- 
 sance à un sel. Ainsi, l'acétate de potassium dérive d'une molécule d'eau par 
 la substitution de 1 atome de potassium à I atome d'hydrogène, l'autre atome 
 d'hydrogène étant remplacé parle radical acétyle. M. Williamson a même prévu 
 l'existence d'un corps qui dériverait de l'eau par la substitution de deux 
 groupes acétyle aux 2 atomes d'hydrogène et qui serait à l'acide acétique ce 
 que l'éther est à l'alcool. C'est l'anhydride acétique, qui a été découvert pins 
 tard par Gerhardt 2 . 
 
 1. Note 4 4, p. xcï. 
 "2. Note 41, p. xcï. 
 
lu DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 Tous ces corps appartiennent au même type. Ils renferment tous 1 atome 
 d'oxygène et 2 autres éléments simples ou composés représentant les 2 atomes 
 d'hydrogène de l'eau. A travers toutes les substitutions que peut éprouver la 
 molécule, son squelette demeure en quelque sorte le même et offre la struc- 
 ture relativement simple d'une molécule d'eau. 
 
 Telles sont les idées émises par M. Williamson. A l'époque où Gerhardt a 
 été amené à les adopter, le type eau était donc tout fait, ainsi que le type 
 ammoniaque. Gerhardt, faisant fructifier une idée qui avait germé avant lui, 
 y ajouta le type hydrogène et le type acide chlorhydrique. En outre, il donna 
 une nouvelle extension au type eau par sa belle découverte des acides organi- 
 ques anhydres. 
 
 Il avait nié autrefois l'existence d'anhydrides dérivant d'acides monoba- 
 siques et a eu la singulière fortune de les découvrir lui-même. En faisant réagir 
 le chlorure du radical acétyle sur l'acétate de sodium, il a obtenu cet anhy- 
 dride acétique dont M. Williamson avait prédit l'existence. Ce corps renferme 
 2 groupes acétyle unis à 1 seul atome d'oxygène , comme l'eau renferme 
 2 atomes d'hydrogène unis à 1 seul atome d'oxygène. Les 2 groupes acétyle, 
 ou radicaux de l'acide acétique, jouent dans l'anhydride acétique le rôle de 
 corps simple et y occupent en quelque sorte la place qu'occupent les 2 atomes 
 d'hydrogène dans la molécule d'eau. C'est ainsi que le type eau, créé par 
 M. Williamson, fut élargi par Gerhardt, qui a généralisé l'idée des types. 
 
 Avec Laurent il envisagea la molécule d'hydrogène comme formée de 
 2 atomes. A l'état libre, disait-il, ce gaz constitue l'hydrure d'hydrogène, le 
 chlore libre est du chlorure de chlore , le cyanogène libre du cyanure de cya- 
 nogène. Et puisque les oxydes offrent une constitution analogue à celle de l'eau, 
 les molécules de métaux sont comparables à celle de l'hydrogène : elles sont 
 formées de 2 atomes. Le type hydrogène comprend donc tous les mé- 
 taux. En chimie organique beaucoup de composés offrent la même constitution 
 binaire. Leur molécule est double, c'est-à-dire formée de deux éléments dis- 
 tincts soit simples, soit composés, et qui équivalent chacun à 1 atome d'hy- 
 drogène. 
 
 Gerhardt rangeait donc dans le type hydrogène les aldéhydes , les acétones 
 et un grand nombre d'hydrocarbures, entre autres les radicaux alcooliques 
 éthyle, méthyle, découverts par MM.Kolbe et Frankland et qui avaient été 
 l'objet de si vives discussions. Chose curieuse, les partisans du dualisme les 
 avaient envisagés comme des groupes uniques, le défenseur de l'idée uni- 
 taire a fait voir qu'ils résultent de l'union de deux radicaux alcooliques et leur 
 a attribué une constitution binaire, une formule double. 
 
 Le type acide chlorhydrique comprenait les chlorures, bromures, iodures 
 minéraux et organiques. A vrai dire, il se confondait avec le type hydrogène. 
 
 C'étaient là des idées nouvelles. Voici un développement important. 
 Les bases organiques volatiles constituaient à elles seules le type ammo- 
 niaque. Gerhardt y rangea toutes les amides. L'acétamide, d'après lui, offre 
 la même constitution moléculaire que l'éthy lamine. Elle n'en diffère que par 
 la nature oxygénée de son radical. Si Y éthyle est un radical neutre, l'acétyle 
 est un radical acide, parce qu'il renferme de l'oxygène. Comme F éthyle, il 
 
LAURENT ET GERHARDT. Lin 
 
 peut se substituera l'hydrogène de l'ammoniaque; mais le corps qui résulte 
 de cette substitution est neutre, par la raison que les propriétés acides de 
 l'ammoniaque sont neutralisées par l'introduction d'un radical acide dans sa 
 molécule. 
 
 Ainsi des corps qui offrent une constitution moléculaire tout à fait sem- 
 blable, et qui appartiennent par conséquent au même type, peuvent différer 
 notablement par leurs propriétés, suivant la nature des éléments qui occupent 
 dans la molécule une place donnée. Proposition importante, qui marque un 
 retour vers des idées qu'on avait d'abord combattues, lorsqu'on attribuait une 
 influence prédominante au groupement atomique, dans la manifestation des 
 propriétés. 
 
 Pour exprimer d'une manière saisissante cette influence de la nature des 
 éléments sur les propriétés de corps offrant d'ailleurs la même constitution, 
 on peut, à l'exemple de Gerhardt, ranger sur la même horizontale tous les 
 corps appartenant au même type, les corps basiques occupant l'extrémité de 
 gauche, les neutres le milieu, les acides l'extrémité de droite. Prenons pour 
 exemple le type eau. La potasse, qui est un alcali puissant, sera placée d'un 
 côté, les acides nitrique et acétique de l'autre côté, l'eau et l'alcool au milieu. 
 Pourquoi les corps qui occupent la gauche sont-ils fortement basiques? Parce 
 qu'ils renferment un atome d'un métal fortement électro-négatif, tel que le 
 potassium. 
 
 Ceux qui occupent le milieu sont neutres parce qu'ils renferment des élé- 
 ments ou des radicaux indifférents; mais les corps qui sont placés à droite sont 
 acides, en raison de la nature des radicaux oxygénés qu'ils renferment K 
 
 D'après la théorie des types l'alcool est de l'eau dans laquelle 1 atome 
 d'hydrogène est remplacé par le groupe hydrocarboné éthyle; ce groupe est 
 basique, mais son pouvoir basique ne dépasse guère celui de l'hydrogène : 
 aussi l'alcool est-il un liquide neutre comme l'eau elle-même. Mais que 1 atome 
 d'oxygène vienne à s'introduire dans la molécule de l'alcool et prenne dans 
 le radical éthyle la place de 2 atomes d'hydrogène, le radical ainsi modifié 
 par substitution prendra un caractère acide et imprimera ce caractère à la 
 molécule tout entière. Par le fait de cette substitution rien n'est changé dans 
 le groupement moléculaire. Les deux corps offrent la même constitution : l'un 
 est l'hydrate d'éthyle, l'autre est l'hydrate d'acétyle. Mais tandis que l'alcool est 
 neutre, l'acide acétique qui résulte de son oxydation est un acide énergique. 
 Telle est l'influence que la nature des atomes exerce sur les propriétés de 
 molécules d'ailleurs semblables par le groupement des atomes. 
 
 Cette influence apparaît de la manière la plus évidente dans les corps qui 
 appartiennent au type ammoniaque. L'ammoniaque est un corps fortement 
 basique. Que dans cette molécule formée d'azote et d'hydrogène l'hydrogène 
 soit remplacé par des groupes hydrocarbonés neutres tels que le méthyle ou 
 l' éthyle, le pouvoir basique sera conservé. On sait que les ammoniaques com- 
 posées qui résultent d'une telle substitution sont des bases aussi puissantes 
 que l'ammoniaque elle-même. Mais l'hydrogène de ce dernier corps peut être 
 
 i. Note 13, p. xci. 
 
liv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 remplacé, en totalité ou en partie, soit par un élément électro-négatif tel que 
 le chlore ou le brome, soit par un radical d'acide; les dérivés de l'ammoniaque 
 ainsi formés seront neutres ou même acides. En voici des exemples : 
 
 L'aniline est une base énergique; la trichloraniline ou aniline trichlorée 
 est, d'après M. Ilofmann, un corps neutre, c'est-à-dire incapable de se combiner 
 avec les acides. De même, nous l'avons fait remarquer plus haut, le carac- 
 tère basique de la molécule ammoniacale est effacé dans l'acétamide par la 
 nature acide du radical oxygéné qui y est substitué à de l'hydrogène. 
 
 La plupart des amides sont neutres comme l'acétamide. On en connaît un 
 petit nombre qui sont franchement acides. Dans un de ses plus beaux mémoires, 
 Gerhardt a décrit des amides résultant de la substitution de 2 radicaux oxy- 
 génés à 2 atomes d'hydrogène de l'ammoniaque et dans lesquelles, grâce à 
 l'influence prépondérante de ces groupes oxygénés, le caractère de la molé- 
 cule ammoniacale est modifié à ce point qu'elle forme des sels, non pas avec 
 les acides, mais avec les bases 1 . 
 
 Les développements qui précèdent répondent à une des objections qui ont 
 été dirigées contre la théorie des types. Lavoisier, disait-on, avait tant insisté 
 sur les différences fondamentales qui séparent les acides, les oxydes et les sels. 
 Est-il permis de les confondre comme fait la théorie des types? Quoi! la 
 potasse caustique et l'acide hypochloreux, si dissemblables par leurs pro- 
 priétés, pourraient être jetés dans le même moule, et, chose plus grave, com- 
 parés avec le produit de leur combinaison, l'hypochlorite de potasse! 
 
 On peut les comparer sans les confondre 2 . On les distingue par leurs 
 propriétés; on les rapproche par leur constitution atomique. Ce sont là deux 
 points de vue tout à fait différents. Lavoisier avait insisté sur le premier 
 .orsqu'il opposait les oxydes aux acides. Le second ne pouvait le toucher. De 
 son temps la théorie atomique n'était pas née : il ne pouvait donc s'occuper du 
 groupement des atomes. Tout le monde accordera que des corps composés 
 renfermant des atomes groupés de la même manière peuvent posséder des 
 propriétés différentes si ces atomes sont différents eux-mêmes. 
 
 Est-ce confondre l'acide hypochloreux avec la potasse caustique que de 
 dire : ces deux corps renferment un égal nombre d'atomes groupés de la 
 même manière, mais l'un renferme du chlore là où l'autre renferme du potas- 
 sium? Cette différence fondamentale dans leur composition n'explique-t-elle 
 pas l'opposition de leurs propriétés? De fait ils ne diffèrent pas plus l'un de 
 l'autre que le chlore ne diffère du potassium. 
 
 L'objection que nous venons de discuter est donc sans portée. M. Kolbe 
 en a élevé une autre qui est plus sérieuse , car elle semble aller au fond des 
 choses. Vos trois ou quatre types, disait ce chimiste, ne sont qu'un vain arti- 
 fice. Pourquoi admettre que la nature se soit astreinte à façonner tous les 
 corps sur le modèle de l'acide chlorhydrique, de l'eau, de l'ammoniaque? Pour- 
 quoi ceux-là plutôt que d'autres? A ne considérer que les composés orga- 
 niques, ne serait-il pas plus rationnel de les rapporter à l'acide carbonique? 
 
 1 . Note 4 2 , p. xci. 
 
 2. Note 13, p. xci 
 
LAURENT ET GERHARDT. lv 
 
 C'est avec ce gaz, en effet, que le règne végétal les forme. Le type acide carbonique 
 aurait donc sa raison d'être dans la nature môme des choses, et il semble logique 
 d'y rapporter tous les composés organiques, puisque tous en dérivent de fait. 
 
 A cela on peut répondre d'abord que l'eau et l'ammoniaque sont des 
 agents aussi indispensables que le gaz carbonique dans les procédés de la vie 
 végétale. Pour assimiler de l'hydrogène et de l'azote, les plantes ont besoin 
 de décomposer l'eau et l'ammoniaque comme elles décomposent l'acide carbo- 
 nique pour assimiler le carbone. Ce grand travail de l'élaboration de la matière 
 organique exige donc le concours de trois composés minéraux, et si l'on veut 
 fonder l'idée typique sur la question d'origine, il n'y a pas de raison d'exclure 
 l'eau et l'ammoniaque au profit de l'acide carbonique. D'ailleurs* il est facile de 
 montrer que le type acide carbonique peut être ramené au type eau. Si l'eau 
 est l'oxyde d'hydrogène, le gaz carbonique est l'oxyde de carbonyie, c'est-à-dire 
 l'oxyde du radical oxyde de carbone. 
 
 On peut donc rapporter indifféremment à l'un ou l'autre corps les oxydes 
 qui présentent une constitution semblable. Il faut ajouter pourtant qu'il est 
 plus commode de les comparer à l'eau, car celle-ci renfermant 2 atomes 
 d'hydrogène, on peut remplacer chacun d'eux par un autre corps simple ou par 
 un radical. Le nombre des éléments et des radicaux étant très-considérable, 
 les cas de substitution peuvent varier jusqu'à l'infini. Il existe donc un nombre 
 immense de composés qu'on peut comparer à l'eau, si l'on admet que l'hydro- 
 gène y soit remplacé en totalité ou en partie. 
 
 Mais quoi! cette hypothèse d'éléments ou de radicaux substitués, dans un 
 si grand nombre dé cas, à l'hydrogène de l'eau offre-t-elle une base solide? Est- 
 elle fondée sur des faits ou n'est-elle qu'une vaine supposition? Il est temps de 
 répondre à cette question. 
 
 Qu'on jette un morceau de potassium sur l'eau, il va la décomposer avec 
 une telle violence que l'hydrogène dégagé s'enflammera au contact du globule de 
 métal porté au rouge. Dans la molécule d'eau décomposée, l'hydrogène sera rem- 
 placé par le potassium, et il se formera de la potasse caustique. C'est ce fait que 
 la théorie des types exprime en disant que l'hydrate de potassium est de l'eau 
 dans laquelle 1 atome d'hydrogène a été remplacé par 1 atome de potassium. 
 
 Prenons maintenant ce chlorure organique que Gerhardt a obtenu en dis- 
 tillant l'acétate de soude avec du perchlorure de phosphore et qu'il a nommé 
 chlorure d'acétyle. Mis en contact avec l'eau, ce corps va se décomposer sur- 
 le-champ. Son chlore, s'emparant de 1 atome d'hydrogène, formera de l'acide 
 chlorhydrique , et le radical acétyle, qui vient d'abandonner le chlore, va se 
 substituer à cet atome d'hydrogène, qui vient d'abandonner l'eau. L'acide acé- 
 tique se forme ainsi par un échange d'éléments entre le chlorure d'acétyle et 
 l'eau ; celle-ci s'est donc transformée réellement en acide acétique par la 
 substitution du radical acétyle à 1 atome d'hydrogène. La théorie des types 
 exprime précisément ce fait en attribuant à l'acide acétique, c'est-à-dire à 
 l'hydrate d'acétyle, une formule d'une simplicité extrême et écrite en quelque 
 sorte sur le modèle de celle de l'eau *. 
 
 4 . Note 1 1 , p. xci. 
 
lvi , DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 Cette formule n'exprime pas autre chose que la réaction que l'on vient de 
 rappeler; elle représente un des modes de formation de l'acide acétique, elle 
 admet dans cet acide l'existence d'un radical capable de passer intact d'une 
 combinaison dans une autre par voie de double décomposition; elle rappelle de 
 la manière la plus simple les relations qui existent entre l'acide acétique, le 
 chlorure d'acétyle, l'aldéhyde ou hydrure d'acétyle, l'acétone ou le méthylure 
 d'acétyle, l'acétamide, l'anhydride acétique et, en général, entre tous les com- 
 posés qui .renferment le radical acétyle. Voilà une nombreuse parenté, une 
 grande famille dont tous les membres offrent un trait de ressemblance et pos- 
 sèdent un fonds commun, savoir le radical oxygéné de l'acide acétique. 
 
 Il en est ainsi de toutes les formules typiques. Fondées sur l'étude attentive 
 des réactions, elles en reflètent fidèlement l'image et représentent avec clarté 
 les rapports de dérivation que ces réactions créent entre ces corps. Et ces réac- 
 tions sont en général des doubles décompositions qui ne portent pas atteinte à 
 l'existence des radicaux; ceux-ci demeurent inaltérés et se transportent par 
 voie d'échange d'un composé dans un autre. Rien de plus simple, de plus clair 
 que la représentation de ces métamorphoses dans la notation typique. C'était 
 là le principal avantage de cette belle conception des types. Pour en marquer 
 le vrai caractère, Gerhardt les avait nommés types de double décomposition. 
 
 Les formules typiques expriment donc des réactions, et c'est dans les faits 
 eux-mêmes que l'idée des types puise son origine et sa raison d'être. Est-ce à 
 dire que cette théorie puisse rendre compte de tous les faits, que les symboles 
 et les équations typiques soient propres à exprimer toutes les réactions? Il ne 
 pouvait en être ainsi. Parmi tant de métamorphoses que peuvent subir les 
 corps d'origine organique, la théorie des types s'était bornée à choisir les plus 
 simples , celles qui , modifiant la forme extérieure de la molécule chimique et 
 la nature de ses appendices, ne portent aucune atteinte au corps de la sub- 
 stance, c'est-à-dire à son radical composé. Mais il est des réactions où celui-ci 
 se modifie lui-même, où il se dédouble. Au lieu de passer intact dans un autre 
 composé, il succombe. Ces métamorphoses profondes ne sont pas, en général, 
 des doubles décompositions et ne peuvent plus être représentées par les for- 
 mules relativement simples qui expriment ces dernières. 
 
 Après avoir suivi la théorie des types dans son origine et dans ses déve- 
 loppements, nous voici donc arrivés à ses limites. Elle avait pris à la théorie 
 des radicaux l'idée de ces groupes d'atomes faisant fonction de corps simples; 
 mais, au lieu de les représenter comme des corps doués d'une existence réelle 
 et de la force de combinaison qui caractérise les éléments, elle les envisageait 
 comme des restes, des résidus, capables de se substituer à des corps simples 
 et de former ainsi une multitude de combinaisons appartenant à un petit 
 nombre de types. Berzelius avait imaginé une foule de radicaux, en disant : 
 On les isolera un jour. Gerhardt avait dit : Ce sont des débris de molécules 
 qui ne peuvent exister à l'état libre, mais qui, dans les composés où ils 
 existent, sont aptes à se substituer à des corps simples. C'est ainsi que la 
 théorie des types s'est approprié l'idée des radicaux, en la rajeunissant par 
 l'idée de substitution. En adaptant ces deux notions à des théories hostiles 
 jusque-là, elle a fait disparaître cette opposition. 
 
LAURENT ET GERHARDT. lvii 
 
 Mais tout en admettant les radicaux elle n'a point cherché à pénétrer leur 
 constitution. Elle les représente, dans une formule unique, comme des groupes 
 d'atomes intimement unis entre eux, elle montre leurs évolutions lorsqu'ils 
 passent d'un composé dans un autre; mais lorsqu'ils se dédoublent eux- 
 mêmes, elle est impuissante, dans la plupart des cas, à peindre cette transfor- 
 mation profonde qui atteint le corps même de la molécule organique, car elle 
 ignore comment les radicaux sont faits. 
 
 Une théorie est bonne lorsqu'elle parvient à grouper les faits dans un 
 ordre logique. Elle est féconde lorsqu'elle provoque des découvertes et qu'elle 
 porte en elle le germe de progrès importants. Aucun de ces avantages n'a 
 manqué à la théorie des types. De ses derniers développements est sortie une 
 conception nouvelle, plus générale et qui supplée à l'insuffisance que nous 
 venons de signaler. Nous voulons parler de la théorie de l'atomicité. Mais ce 
 n'est point ici le lieu de l'exposer, et nous devons nous borner à cette seule 
 indication, qu'elle a ses racines dans la théorie des types. Celle-ci, par une 
 dernière évolution, avait établi des types condensés et des types mixtes. 
 M. Williamson avait rapporté l'acide sulfurique à 2 molécules d'eau dans les- 
 quelles 2 atomes d'hydrogène sont remplacés par le radical bibasique sulfu- 
 ryle. Ce radical, pouvant ainsi se substituer à 2 atomes d'hydrogène pris dans 
 2 molécules d'eau , joint ensemble les restes de celles-ci et les rive en une 
 seule molécule condensée 1 . Telle est l'origine de la doctrine des radicaux po- 
 lyatomiques, telle est aussi l'idée de ces types condensés, auxquels Gerhardt, 
 à l'exemple de M. Williamson, avait rapporté les acides analogues à l'acide 
 sulfurique et saturant comme lui plusieurs molécules de base. 
 
 Ces radicaux polyatomiques jouent un rôle analogue dans les types mixtes. 
 Considérez une molécule d'eau juxtaposée à une molécule d'acide chlorhy- 
 drique. Vous pourrez imaginer l'atome d'hydrogène de celui-ci, ainsi que 
 1 atome d'hydrogène de la molécule d'eau voisine, remplacés tous deux par 
 un radical bibasique, le sulfuryle par exemple. Ce radical joindra alors la mo- 
 lécule d'eau qui aura perdu un atome d'hydrogène à la molécule d'acide chlor- 
 hydrique ayant perdu de même son hydrogène, et voilà ces deux molécules 
 rivées en une seule par la vertu de ce radical bibasique. C'est ce que M. Odling 
 a nommé un type mixte 1 . 
 
 Tels sont les derniers développements de la théorie des types. Ils marquent 
 l'origine d'une nouvelle période dans laquelle la science va entrer et qu'elle 
 parcourt en ce moment. Nous aurons donc occasion d'y revenir en exposant les 
 doctrines actuelles. 
 
 S'il a eu la satisfaction d'assister au triomphe de la plupart de ses idées, 
 Gerhardt ne fut point témoin de la transformation féconde qu'elles ont subie 
 dans ces derniers temps. Il a succombé à quarante ans, suivant de près dans 
 le tombeau son ami et son prédécesseur Laurent. 
 
 Tous deux sont morts jeunes, épuisés par un travail immense et sans avoir 
 rencontré cette faveur populaire qui mène aux honneurs. Ils ne l'ont point 
 cherchée. Aimant la science pour elle-même, ils l'ont abordée par des voies 
 
 \. Note 14, p. xcn. 
 
lviii DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 inaccessibles au plus grand nombre. Esprits indépendants, ils ont secoué la 
 poussière de l'école; cœurs ardents, ils n'ont point dédaigné la lutte, trou- 
 vant plus d'opposants que de contradicteurs sérieux et résistant avec fermeté 
 au plus puissant de ces contradicteurs, à Berzelius. En dépit de l'insuffisance 
 de quelques idées et de certaines exagérations de langage, ils sont sortis victo- 
 rieux de ces débats, léguant à leurs successeurs un grand exemple et à l'his- 
 toire deux noms inséparables. 
 
DOCTRINES ACTUELLES 
 
 La théorie des types avait embrassé un nombre immense de composés mi- 
 néraux et organiques qu'elle avait classés en les comparant à un petit nombre 
 de combinaisons très-simples. Elle avait renversé les barrières que l'usage 
 avait établies entre la chimie minérale et la chimie organique; elle avait 
 classé et comparé une multitude de corps très -divers, sans distinction 
 d'origine. Renonçant à dévoiler la constitution des corps, elle les avait groupés 
 d'après leurs métamorphoses. Elle avait créé une notation incomparable pour 
 la clarté de l'exposition et qui a été l'instrument de nombreuses découvertes, 
 en permettant de saisir du premier coup des analogies ou des liens de parenté. 
 Elle avait, en un mot, tous les caractères et tous les avantages d'une bonne 
 théorie. Mais elle n'allait pas au fond des choses, et son principe même sem- 
 blait avoir quelque chose d'artificiel. Elle admettait des combinaisons-types, 
 sans en donner la raison d'être. Que représentent les types hydrogène, eau, 
 ammoniaque, et pourquoi choisir ceux-là plutôt que d'autres? Question im- 
 portante que la théorie des types n'a point posée d'abord, mais qui est résolue 
 aujourd'hui. Ces types représentent diverses formes de combinaison, qui sont 
 en rapport avec une propriété fondamentale des atomes, l'atomicité. Voilà une 
 idée nouvelle qui est aujourd'hui à la base même de la science. Nous allons 
 exposer son origine et ses progrès. 
 
 I. 
 
 Dans ses recherches mémorables sur la composition des sels, Berzelius 
 avait été amené à confirmer et à préciser une proposition importante, d'abord 
 émise par Richter, savoir : que la capacité de saturation d'un oxyde dépend 
 de la quantité d'oxygène qu'il renferme. Il existe dans tous les sels neutres 
 un rapport constant entre la quantité d'oxygène de l'oxyde et la quantité 
 d'oxygène de l'acide. Telle est la formule de Berzelius. 
 
 Énoncée en 1811, elle a fourni un nouveau point d'appui à la théorie ato- 
 mique qui commençait à se répandre à cette époque. On peut dire qu'elle se pré- 
 sente comme une conséquence de cette théorie. En effet, la combinaison entre 
 un oxyde et un acide s' effectuant toujours selon les mêmes proportions, et les 
 plus faibles quantités de cet oxyde, de cet acide, qui soient aptes à se com- 
 biner, renfermant un nombre déterminé d'atomes d'oxygène, il est clair 
 
lx DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 que le rapport entre l'oxygène de l'oxyde et celui de l'acide doit être inva- 
 riable. 
 
 La plus petite quantité d'oxyde de calcium qui puisse exister renferme 
 1 atome d'oxygène ; la plus petite quantité d'acide sulfurique anhydre que l'on 
 puisse concevoir renferme 3 atomes d'oxygène. C'est ce qu'on nommait alors 
 un équivalent de cet oxyde ou de cet acide. Ce sont « ces équivalents » qui se 
 combinent. 
 
 Le sulfate de chaux renferme donc 1 équivalent d'acide sulfurique et 1 
 équivalent d'oxyde de calcium, et tous les sulfates dont l'oxyde contient, comme 
 la chaux, 1 atome d'oxygène, possèdent une composition analogue. 
 
 Or Berzelius avait reconnu le premier que l'oxyde d'aluminium ou l'alu- 
 mine, cette terre qui existe dans l'argile et qu'on peut retirer de l'alun, ren- 
 ferme 3 atomes d'oxygène pour 2 atomes de métal 1 . Appliquant au sulfate 
 d'alumine la loi de composition qu'il avait découverte pour les sulfates, il 
 a admis que ce sel renferme, pour 1 équivalent d'alumine, 3 équivalents 
 d'acide sulfurique. En effet, pour que le rapport de 1 à 3 soit conservé dans 
 un tel sulfate, il est nécessaire que l'oxyde qui renferme 3 atomes d'oxygène 
 en trouve 9 dans l'acide; il faut donc qu'il prenne 3 équivalents d'acide sulfu- 
 rique. Les oxydes ferrique, chromique, manganique possèdent une compo- 
 sition analogue à celle de l'oxyde d'aluminium et se combinent, comme lui, 
 avec 3 équivalents d'acide sulfurique. 
 
 La composition des divers sulfates marque donc une différence fondamen- 
 tale dans les propriétés des deux classes d'oxydes dont la chaux et l'alumine 
 sont les représentants. 
 
 Tandis que 1 molécule des uns ne se combine qu'à 1 molécule d'acide 
 sulfurique, 1 molécule des autres s'unit à 3 molécules du même acide. Et 
 pourtant, par une singulière confusion d'idées, on considérait la molécule de 
 la chaux comme équivalente à la molécule d'alumine, bien que cette dernière 
 se combinât avec une proportion d'acide sulfurique trois fois plus forte. Cette 
 inconséquence n'avait pas échappé à l'esprit pénétrant de Gay-Lussac, et les 
 personnes qui ont suivi il y a quarante ans le cours de l'École polytechnique se 
 rappellent qu'il l'avait relevée et corrigée. Pour mettre en harmonie la formule du 
 sulfate d'alumine avec celle du'sulfate de chaux, il coupait en trois la molécule- 
 de l'alumine, il y admettait 1 atome d'oxygène et § d'atome d'aluminium, 
 cette proportion d'oxyde étant unie, dans le sulfate, à une seule molécule 
 d'acide sulfurique. Par cette proportion d'oxyde il marquait le véritable équi- 
 valent de l'alumine par rapport à la chaux, car il est clair qu'on ne peut consi- 
 dérer comme équivalentes que les quantités d'oxyde qui s'unissent à la même 
 quantité d'acide. 
 
 Mais les formules de Gay-Lussac n'ont pas été admises et les chimistes 
 ont conservé, comme instinctivement, celles de Berzelius qui exprimaient, en 
 effet, les vraies grandeurs moléculaires et qui marquaient une différence si 
 tranchée dans la capacité de combinaison de deux classes d'oxydes dont les uns 
 sont monacides et les autres triacides^ si l'on peut s'exprimer ainsi. 
 
 1. Note '15, p. xch. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxi 
 
 Une différence du môme ordre a été signalée plus tard pour les acides. 
 On connaît les belles découvertes de M. Graham, qui a introduit dans la science 
 la notion des acides polybasiques, parallèle en quelque sorte à celle des bases 
 polyacides que nous venons de mentionner. 
 
 Les chimistes avaient été frappés de certaines différences de propriétés 
 que présente l'acide phosphorique en solution, suivant que cette solution vient 
 d'être préparée avec l'acide anhydre ou l'acide vitreux, ou qu'elle a été con- 
 servée pendant quelque temps. Bërzelius, considérant que la combinaison 
 d'oxygène et de phosphore qui existe dans ces solutions est toujours la même, 
 avait cherché la cause de ces différences dans un état particulier de la 
 matière, dans un arrangement variable des atomes. Il a admis le premier que 
 des corps qui offrent la même composition peuvent présenter des pro- 
 priétés différentes si les mêmes éléments y sont combinés d'une autre façon. 
 Ce sont ces faits et d'autres qu'il est inutile de mentionner ici qui ont intro- 
 duit dans la science cette notion de l'isomérie, qui y tient aujourd'hui une 
 place si importante et qui a tant exercé la sagacité des chimistes. Mais, par 
 un singulier hasard, il s'est trouvé que les différents acides phosphoriques 
 ne rentrent pas dans la classe des corps isomériques : ils ne présentent pas la 
 même composition. Sans doute ils renferment tous ce composé d'oxygène et de 
 phosphore que Berzelius y admettait. Mais ce corps oxygéné, cet acide anhydre 
 y est uni à diverses proportions d'eau. Dans son classique mémoire, M. Graham 
 a fait connaître trois combinaisons d'eau et d'acide phosphorique anhydre. Pour 
 1 molécule de cet acide anhydre elles renferment, la première 1 équivalent 
 d'eau, la seconde 2 équivalents, la troisième 3 équivalents l . Ce sont là les 
 vrais acides phosphoriques, et l'on voit qu'ils diffèrent par leur composition. 
 Aussi M. Graham les a-t-il désignés sous des noms différents qui leur sont 
 restés, et personne ne songe plus aujourd'hui à les envisager comme isomé- 
 riques. 
 
 Leurs sels possèdent une composition analogue à celle des acides eux- 
 mêmes. L'acide monohydraté prend 1 équivalent d'oxyde, l'acide trihydraté 
 en prend 3. Le premier précipite le nitrate d'argent en blanc, le dernier y 
 forme un précipité jaune. Ces différences, qui avaient frappé les premiers 
 observateurs, ne présentent rien d'anormal, car elles sont dues à des diffé- 
 rences de composition. Le précipité blanc, ou métaphosphate d'argent, 
 renferme 1 atome d'argent; le précipité jaune, ou phosphate ordinaire, en 
 renferme 3. On exprime cela en disant que l'acide métaphosphorique est 
 monobasique, que l'acide phosphorique ordinaire est tribasique. 
 
 Nous voici arrivés au point que nous voulions mettre en lumière. Il y a 
 des acides dont la molécule est ainsi faite qu'elle se contente, pour se satu- 
 rer, d'un seul «équivalent» d'une certaine base; d'autres acides en prennent 
 2; d'autres enfin en exigent 3. Les molécules de ces acides ont-elles la même 
 valeur et sont-elles ((équivalentes» entre elles? En aucune façon, puisque 
 leur capacité de combinaison, qui est exprimée par les proportions de base 
 qu'elles saturent, varie comme 1, 2, 3. 
 
 1 Note 16, p. xctii. 
 
lxii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 Comparons les acides nitrique, sulfurique, phosphorique. Pour former 
 un sel complètement saturé, le premier s'unit à 1 molécule de potasse, le 
 second à 2, le troisième à 3. Et si nous considérons comme équivalentes les 
 molécules des acides qui saturent la même quantité de base, il faudra bien 
 admettre que 1 molécule d'acide sulfurique vaut 2 molécules d'acide nitrique , 
 que 1 molécule d'acide phosphorique vaut 3 molécules d'acide nitrique. 
 
 Telle est la notion importante des acides polybasiques. 
 
 Elle offre la même signification et la 'même portée que le fait des bases 
 polyacides , sans qu'on ait songé à faire un tel rapprochement pendant vingt 
 ans. Les deux notions sont demeurées isolées dans Ja science et comme per- 
 dues pour la théorie; cependant leur enchaînement a été mis en lumière par 
 de nouvelles découvertes. 
 
 Ce que Berzelius avait admis pour l'alumine et l'oxyde ferrique, qu'il 
 représentait comme saturant 3 molécules d'acide, M. Berthelot l'a démontré 
 pour la glycérine, qu'il a envisagée comme exigeant 3 molécules d'un acide 
 pour former un corps gras neutre complètement saturé. On avait reconnu 
 avant lui que la glycérine joue le rôle d'un alcool, c'est-à-dire d'un hydrate 
 organique capable de former des éthers composés en s'unissant aux acides. 
 Il y a cinquante ans, à une époque où la chimie organique était à peine née, 
 M. Chevreul, dans ses admirables travaux sur les corps gras, avait rapproché 
 des éthers composés les principes immédiats neutres contenus dans les graisses 
 et les huiles. C'était là une grande et forte idée, un trait de lumière au milieu 
 d'une nuit profonde. Cette idée fut mise au jour par l'étude attentive des 
 phénomènes de la saponification, et avait permis de faire le rapprochement 
 suivant : de même que les éthers composés se dédoublent, sous l'influence des 
 alcalis, en alcool et en sels alcalins. , de même les corps gras neutres se décom- 
 posent, sous l'influence des bases, en glycérine et en sels, qui sont les savons. 
 La glycérine joue donc, dans les corps gras neutres, le même rôle que l'alcool 
 dans les éthers. C'est un alcool. 
 
 Mais tandis que l'alcool ordinaire ne s'unit qu'à 1 molécule d'un acide 
 monobasique pour former un éther composé, la glycérine prend jusqu'à 
 3 molécules d'un tel acide pour former un corps gras neutre. Ainsi la stéarine, 
 qui entre dans la composition de la plupart des graisses animales , renferme 
 les éléments de 3 molécules d'acide stéarique unis à une seule molécule de 
 glycérine, et cette union s'accomplit avec élimination de 3 molécules d'eau. 
 Cet éther tristéarique n'est cependant pas la seule combinaison que la gly- 
 cérine puisse former avec l'acide stéarique; au lieu de s'unir à 3 molécules 
 de cet acide, la glycérine peut n'en prendre que 2, en éliminant 2 molé- 
 cules d'eau; elle peut n'en fixer qu'un seul avec élimination d'une seule 
 molécule d'eau. Il existe donc trois composés définis d'acide stéarique et 
 de glycérine; ils renferment 1, 2 ou 3 molécules d'acide stéarique. Tous 
 sont neutres au papier, un seul peut être considéré comme saturé d'acide, 
 c'est celui qui en renferme 3 molécules. Ces faits ont été découverts par 
 M. Berthelot et exposés dans un mémoire justement célèbre, publié en 1854.- 
 Leur importance théorique n'a pas échappé à l'auteur, qui s'est exprimé ainsi : 
 « Ces faits nous montrent que la glycérine présente vis-à-vis de l'alcool 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxiii 
 
 précisément la même relation que l'acide phosphorique vis-à-vis de l'acide 
 azotique. En effet, tandis que l'acide azotique ne produit qu'une seule série de 
 sels neutres, l'acide phosphorique donne naissance à trois séries de sels 
 neutres, les phosphates ordinaires, les pyrophosphates, les métaphosphates. 
 Ces trois séries de sels, décomposés par les acides énergiques en présence de 
 l'eau, reproduisent un seul et même acide phosphorique. 
 
 «De même, tandis que l'alcool ne produit qu'une seule série d'éthers 
 neutres, la glycérine donne naissance à trois séries distinctes de combinaisons 
 neutres. Ces trois séries, par leur décomposition totale, en présence de l'eau, 
 reproduisent un seul et même corps, la glycérine 1 . » 
 
 Le double rapprochement que M. Berthelot établit entre l'alcool et l'acide 
 nitrique, la glycérine et l'acide phosphorique, n'est exact qu'à condition que 
 l'acide comparé à la glycérine soit l'acide phosphorique tribasique. Pour se 
 saturer, cet acide prend 3 molécules d'une base telle que la potasse caustique, 
 mais il peut n'en prendre que 2, ou même une seule; de là trois séries de 
 phosphates, à 1, 2 ou 3 équivalents de base, qui correspondent aux trois 
 séries de combinaisons glycériques, à 1, 2 ou 3 équivalents d'acide. De même 
 que ces trois séries de phosphates ne renferment qu'un seul acide, l'acide 
 phosphorique tribasique, de même les trois séries de combinaisons glycériques 
 ne renferment qu'une seule base, la glycérine triatomique. Il était donc 
 inexact de comparer aux pyrophosphates les combinaisons glycériques à 
 2 équivalents d'acide et aux métaphosphates les combinaisons glycériques à 
 1 équivalent d'acide. Ces trois acides présentent, quant à leur capacité de 
 saturation, des différences fondamentales. Si la glycérine triatomique, comme 
 on dit aujourd'hui, ressemble à l'acide phosphorique tribasique, elle ne sau- 
 rait être rapprochée, quant à sa capacité de combinaison, de l'acide pyrophos- 
 phorique bibasique et de l'acide métaphosphorique monobasique. Comparer 
 la glycérine à la fois à un acide tribasique, à un acide bibasique et à un acide 
 monobasique, c'était lui attribuer à la fois le caractère d'un alcool triatomique, 
 d'un alcool diatonique, d'un alcool monatomique. Il y avait là une confusion 
 dans les idées qui n'existait pas dans les faits, car les expériences de M. Ber- 
 thelot étaient exactes et marquent un progrès très-important : la découverte 
 d'alcools polyatomiques. 
 
 La véritable interprétation de tous ces faits a été donnée quelques mois 
 plus tard par M. Wurtz, dans une note intitulée : Théorie des combinaisons 
 glycériques. La glycérine y est représentée comme un alcool tribasique ren- 
 fermant 3 équivalents d'hydrogène pouvant être remplacés par 3 groupes ou 
 radicaux composés. Les trois séries de combinaisons glycériques obtenues 
 par M. Berthelot sont envisagées comme dérivant de cet alcool tribasique par 
 la substitution de 1, de 2 ou de 3 radicaux à 1, 2 ou 3 atomes d'hydrogène. 
 Ainsi la tristéarine apparaît comme de la glycérine dans laquelle 3 atomes 
 d'hydrogène ont été remplacés par 3 radicaux de l'acide stéarique (radicaux 
 stéaryle). 
 
 Il serait inutile de mentionner cette interprétation, si la formule de la 
 
 1. Annales de Chimie et de Physique, 3 e série, t. XLI, p. 319. 
 
lxiv DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 glycérine qui a été proposée à cette occasion n'avait donné lieu à un déve- 
 loppement important de la théorie des radicaux. C'est ce qu'il importe d'exposer 
 maintenant. 
 
 II. 
 
 La théorie des types venait d'être rajeunie par MM. Williamson et Ger- 
 harclt. Les corps minéraux et organiques étaient représentés comme déri- 
 vant d'un petit nombre de composés-types par la substitution de radicaux à 
 l'hydrogène de ces types. M. Williamson avait dit le premier que l'acide 
 sulfurique pouvait être représenté comme dérivant de 2 molécules d'eau par 
 la substitution du radical bibasique de l'acide sulfurique (radical sulfuryle) à 
 2 atomes d'hydrogène. Appliquant cette idée à la glycérine, l'auteur a repré- 
 senté ce corps comme dérivant de 3 molécules d'eau par la substitution du 
 radical tribasique glycéryle à 3 atomes d'hydrogène, enlevés aux 3 molécules 
 d'eau. Il ne s'est point arrêté là. Faisant un nouveau pas, il a essayé de donner 
 la raison théorique de cette propriété remarquable du radical de la glycérine, 
 d'empiéter en quelque sorte sur 3 molécules d'eau, en se substituant dans 
 chacune d'elles à 1 atome d'hydrogène. Il a fait observer que le radical glycé- 
 ryle, formé de 3 atomes de carbone et de 5 atomes d'hydrogène, diffère par 
 2 atomes d'hydrogène en moins du radical propyle qui ne peut se substituer qu'à 
 un seul atome d'hydrogène. En effet, dans l'alcool propylique, le propyle tient 
 la place de 1 atome d'hydrogène et d'une molécule d'eau. La perte de 2 atomes 
 d'hydrogène, qui a transformé le propyle en glycéryle, a donc augmenté de 
 deux unités la capacité de substitution du premier radical, en d'autres termes, 
 le radical monobasique est devenu tribasique en perdant 2 atomes d'hydrogène. 
 Ce point de vue était nouveau et a conduit à des conséquences importantes 
 concernant la capacité de saturation des radicaux : cette capacité de satura- 
 tion, qu'on a nommée atomicité, était rattachée à leur composition même. 
 Elle dépend du nombre d'atomes d'hydrogène qu'ils renferment, augmentant 
 d'une unité pour chacun de ces atomes qui est enlevé à un carbure d'hydro- 
 gène. Ces idées ne tardèrent point à recevoir une confirmation expérimentale 
 qui a contribué à les répandre. 
 
 Pour former un éther neutre, l'alcool ne prend que 1 molécule d'un acide 
 monobasique; la glycérine peut en prendre jusqu'à 3. Il doit donc exister 
 des corps intermédiaires entre l'alcool et la glycérine, capables d'éthérifier 
 2 molécules d'un acide. Tel est le raisonnement qui a conduit à la découverte 
 des glycols ou alcools diatomiques. Aucun corps connu n'offrait les propriétés 
 de ce genre d'alcools et, après en avoir conçu l'existence théoriquement, il a 
 fallu songer aux moyens de les créer. On y a été conduit par les considéra- 
 tions développées plus haut sur les fonctions du radical glycéryle. 
 
 Les alcools diatomiques devaient renfermer un radical diatomique, et le 
 gaz oléfiant ou éthylène a paru remplir les conditions d'un tel radical. Il ren- 
 ferme en effet 1 atome d'hydrogène de moins que le radical monatomique 
 èthyle. Il doit donc être diatomique. De fait, il se combine avec 2 atomes 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxv 
 
 de chlore, pour former le dichlorure d'éthylène ou gaz oléfiant. Si au chlorure 
 d'éthyle ou éther chlorhydrique il correspond un hydrate d'éthyle qui est l'alcool, 
 au dichlorure d'éthylène il doit. correspondre un clihydrate d'éthylène. Ce dihy- 
 drate est le glycol. M. Wurtz en a réalisé la formation en faisant réagir le 
 diiodure ou le dibromure d'éthylène sur 2 molécules d'acétate d'argent et en 
 décomposant par la potasse le diacétate d'éthylène qui prend naissance par 
 double décomposition, en môme temps que le bromure d'argent. 
 
 Le procédé synthétique qui vient d'être indiqué offre le caractère d'une 
 méthode générale et a pu s'appliquer sans peine à la préparation de corps ana- 
 logues au glycol par leur composition et par leurs propriétés. L'auteur les a 
 nommés glycok, les qualifiant d'alcools diatomiqaes 1 , pour marquer leur 
 pouvoir de combinaison qui est double de celui de l'alcool ordinaire et qui est 
 en rapport d'ailleurs avec la complication plus grande de leur molécule. 
 
 A cette époque la théorie des types régnait dans la science. Nous avons 
 déjà fait remarquer comment elle avait conduit l'auteur à donner la vraie 
 interprétation des faits concernant la glycérine. Cette même théorie a été le 
 fil conducteur qui a permis de réaliser la découverte du glycol. 
 
 Ce corps a été rapporté, comme tous ses congénères, au type de l'eau, 
 mais à un type condensé formé de' 2 molécules. Le radical éthylène qui s'unit 
 à 2 atomes de chlore ou de brome peut aussi se substituer à 2 atomes d'hydro- 
 gène, pris dans 2 molécules d'eau, qu'il rive ainsi l'une à l'autre par la raison 
 qu'il est indivisible. Telle est l'idée énoncée par l'auteur sur la fonction du 
 radical éthylène dans le glycol, et exprimée par la formule rationnelle typique 
 qu'il a attribuée à ce corps 2 . 
 
 Mais voici un développement important. Aux glycols ainsi constitués, 
 l'auteur a pu rattacher, non-seulement les combinaisons neutres qu'ils forment 
 avec les acides et dans lesquelles leur radical diatomique demeure intact, mais 
 encore les acides qui résultent de leur oxydation et dans lesquels leur radical 
 diatomique se modifie par substitution. 
 
 En s'oxydant, sous l'influence du noir de platine, l'alcool échange 
 2 atomes d'hydrogène contre 1 atome d'oxygène et devient acide acétique. Le 
 radical s'est modifié par substitution et est devenu radical acétyle. 
 
 Dans les mêmes circonstances, et par une réaction toute semblable, le 
 glycol se convertit en acide glycolique; mais, tandis que l'alcool ne forme en 
 s'oxydant qu'un seul acide, le glycol peut en former deux. Sous l'influence des 
 oxydants énergiques, il échange li atomes d'hydrogène contre 2 atomes d'oxy- 
 gène et devient acide oxalique. Deux acides dérivent donc, par oxydation, du 
 glycol , dont le radical peut se modifier deux fois par substitution en échan- 
 geant 2 ou 4 atomes d'hydrogène contre 1 ou 2 atomes d'oxygène. Cette 
 substitution s'accomplit clans le radical éthylène, qui devient successivement 
 radical glycolyle dans l'acide glycolique, radical oxalyle dans l'acide oxalique. 
 L'un et l'autre acide sont diatomiques, car ils se rattachent à un alcool diato- 
 mique ; mais tandis que l'un, l'acide oxalique, est bibasique, l'autre, l'acide 
 
 • 
 
 4. Note 47, p. xcm. 
 2. Note 4 8, p. xcm. 
 
LXVl 
 
 DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 glycolique, n'est que monobasique i . L'auteur, à qui l'on doit la connaissance 
 de ces réactions, a fait remarquer le premier que la basicité des acides aug- 
 mente avec le nombre des atomes d'oxygène qui sont contenus dans leur 
 radical, et que les termes polyatomique et polybasique ne sont pas rigoureu- 
 sement synonymes lorsqu'il s'agit des acides. Il a immédiatement étendu ces 
 réactions à d'autres glycols, homologues supérieurs du glycol ordinaire, qu'il 
 avait obtenus à l'aide de carbures d'hydrogène, homologues supérieurs de 
 l'éthylène, et parmi lesquels il a étudié particulièrement le propylglycol et 
 l'amylglycol. En s'oxyclant, le premier a donné l'acide lactique , le second un 
 nouvel acide de la série lactique. 
 
 C'est ainsi que les acides polyatomiques et pôlybasiques ont été rattachés 
 à des alcools polyatomiques, comme les acides monobasiques, analogues à 
 l'acide acétique, avaient été rattachés auparavant à des alcools monatomiques. 
 Au point de vue de la classification des substances organiques, ces faits 
 semblent offrir une haute importance ; on peut soutenir à bon droit qu'ils ont 
 été l'occasion et l'origine d'une nouvelle méthode d'exposition en chimie orga- 
 nique. Ils ont permis, en effet, de grouper à part les alcools polyatomiques 
 avec tout le cortège des combinaisons qui s'y rattachent, telles que les carbures 
 d'hydrogène, qui leur servent de radical, les acides polyatomiques, qui résul- 
 tent de leur oxydation et auxquels on pourrait joindre des aldéhydes. Tous ces 
 corps peuvent être réunis sous le nom de composés polyatomiques et défini- 
 tivement séparés des alcools et des acides monatomiques et de tous les corps 
 qui s'y rattachent. On le voit, les alcools d'atomicité diverse sont devenus en 
 quelque sorte la base de 'la classification, et cette base a été singulièrement 
 élargie par les belles expériences de M. Berthelot sur lamannite et les matières 
 sucrées. On sait que ces corps ont été caractérisés comme alcools hexato- 
 miques. Ils exigent pour se saturer 6 molécules d'un acide monobasique, alors 
 que la glycérine n'en exige que 3, que le glycol n'en prend que 2, que l'alcool 
 ordinaire se contente d'une seule. 
 
 Pour apprécier la valeur de ce service rendu à la classification , il suffit 
 de rappeler la méthode d'exposition usitée dans les cours de chimie organique 
 il y a vingt ans. Après quelques prolégomènes sur la composition des matières 
 organiques et sur l'analyse, on avait coutume de placer la description des 
 principes immédiats neutres fournis par le règne végétal, tels que la cellulose, 
 l'amidon, les matières sucrées. On y rattachait souvent les matières neutres 
 de l'organisation animale, l'albumine et ses congénères. Ainsi on commençait 
 par les substances les plus compliquées, dont on ignorait absolument la con- 
 stitution , pour passer ensuite à la description des matières plus simples qui 
 résultent de leur dédoublement; et l'ordre de cette exposition était déterminé 
 uniquement par la coïncidence fortuite de certaines propriétés générales, la 
 neutralité, l'acidité, l'alcalinité, nullement par la considération des liens de 
 parenté et de dérivation. Tous les acides étaient groupés ensemble par cela 
 seul qu'ils rougissent la teinture de . tournesol ; tous les alcalis étaient 
 éunis par la raison qu'ils la ramènent au bleu. C'était l'enfance de l'art. 
 
 \. Note 19, p. xciit. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxvii 
 
 Aujourd'hui on groupe les corps d'après l'ordre croissant de leur complica- 
 tion moléculaire, en commençant par les plus simples, pour s'élever pro- 
 gressivement dans la série à mesure que les molécules se compliquent. 
 
 Mais quoi! cette complication de la molécule sera- 1- elle déterminée 
 strictement et uniquement par le nombre d'atomes de carbone qu'elle ren- 
 ferme? et convient-il d'adopter de nouveau, pour le principe de la classifi- 
 cation, l'échelle de combustion de Gerhardt (p. xlviii)? En aucune façon. 
 Un nouvel élément intervient dans les considérations à l'aide desquelles on 
 détermine la complication moléculaire, c'est l'atomicité de la molécule, sa 
 capacité de combinaison, qu'on peut exprimer en rapportant la molécule cà 
 un type plus ou moins compliqué et qui est en rapport avec l'atomicité ou la 
 saturation du radical que renferme cette molécule. A ce point de vue, l'acide 
 oxalique, bien qu'il ne renferme que 2 atomes de carbone, appartient à un 
 type de combinaison plus élevé que l'acide stéarique, qui renferme 18 atomes 
 de carbone. Le premier est cliatomique et se rattache à un alcool diato- 
 mique; le second est monatomique et se rattache à un alcool monato- 
 mique. Il en résulte que le principe de classification générale qui prévaut 
 aujourd'hui est tiré de l'atomicité. On réunit, comme formant de grandes 
 classes, les corps d'atomicité égale. Les propriétés de tous ces corps diffèrent 
 suivant la nature, le nombre et l'arrangement des éléments qu'ils renferment. 
 De là la facilité d'établir des sous-divisions dans ces grandes classes, de 
 grouper les corps d'une même classe par séries, par familles. 
 
 La série comprend ceux qui , possédant une structure moléculaire sem- 
 blable et des propriétés analogues, présentent clans leur composition des 
 variations régulières, de telle sorte que la différence que l'on constate entre- 
 deux molécules voisines se reproduise de la même façon pour toutes les 
 autres. Tous les corps d'une même série appartiennent au même type. 
 
 La famille comprend tous les corps qui offrent dans leur composition un 
 élément commun, qui est le radical; celui-ci peut être engagé dans les com- 
 binaisons les plus diverses. De là des composés appartenant à des types diffé- 
 rents et doués de propriétés dissemblables, encore bien que tous renferment 
 le même noyau. 
 
 On range dans la série de l'alcool tous les corps qui présentent avec 
 l'alcool certains rapports de composition et de propriétés. 
 
 On groupe dans une même famille l'alcool et tous les corps qui présentent 
 le radical de l'alcool, savoir l'éthyle. 
 
 Tels sont, en peu de mots, les principes de la classification aujourd'hui 
 en usage en chimie organique. On voit que l'atomicité, c'est-à-dire la capa- 
 cité de combinaison des corps, intervient, comme élément dominant, dans 
 ces considérations. Elle est en rapport, comme nous l'avons vu plus haut, 
 avec l'atomicité des radicaux que renferment les combinaisons. Il nous reste 
 à exposer les idées qui ont été émises concernant le mode de génération de 
 ces radicaux. 
 
 La découverte des acides polybasiques avait signalé des différences dans 
 la capacité de saturation des acides; celle des alcools polyatomiques avait 
 indiqué des différences du même ordre dans la capacité de combinaison des 
 
lxviii DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 alcools. Il est douteux qu'on eût réussi à tirer de ces faits quelque notion 
 générale, si la théorie des types n'eût cherché à rattacher les variations dans la 
 capacité de combinaison des acides et des alcools à des différences correspon- 
 dantes dans la saturation des radicaux qu'ils renferment. 
 
 On à dit : La glycérine triatomique renferme un radical qui est triatomique 
 parce qu'il lui manque 3 atomes d'hydrogène pour arriver à l'état de satura- 
 tion. Le glycol diatomique renferme un radical qui est diatomique parce qu'il 
 lui manque 2 atomes d'hydrogène pour arriver à l'état de saturation. 
 
 L'atomicité des radicaux renfermant de l'hydrogène et du carbone était 
 ainsi rattachée à leur richesse en hydrogène, à leur état de saturation en ce 
 qui concerne cet élément. Cette proposition, qui a été énoncée pour la pre- 
 mière fois par l'auteur dans la note mentionnée page lxiii, a été développée 
 par divers chimistes. Il convient de l'exposer avec quelques détails. 
 
 1 atome de carbone est uni dans le gaz des marais ou hydrogène proto- 
 carboné à h atomes d'hydrogène, et on n'a point réussi jusqu'ici à obtenir 
 un composé de charbon et d'hydrogène qui soit plus riche en hydrogène. Ce 
 gaz des marais n'est pas le seul de son espèce. C'est le premier terme d'une 
 série d'hydrocarbures qui sont tous saturés d'hydrogène et qui montrent dans 
 leur composition une progression régulière d'atomes de carbone et d'hydro- 
 gène, de telle sorte que chacun diffère de son voisin par 1 atome de carbone 
 et par 2 atomes d'hydrogène. 
 
 C'est ce qu'on nomme la série homologue du gaz des marais. Parmi 
 tant d'hydrogènes carbonés, ce sont les plus riches en hydrogène. Ils en sont 
 saturés et ne sauraient en prendre davantage. Mais, chose curieuse, ils sont 
 aussi incapables de fixer directement un autre élément que de fixer de l'hy- 
 drogène, et pour qu'un autre corps simple, tel que le chlore, puisse trou- 
 ver place dans leur molécule, il faut qu'il commence par chasser de l'hydro- 
 gène. En un mot, ces carbures d'hydrogène saturés se montrent incapables 
 d'entrer directement en combinaison : ils ne peuvent se modifier que par sub- 
 stitution. Il semble que toutes les affinités qui résident dans le carbone soient 
 satisfaites par celles qui résident dans les atomes d'hydrogène , le tout formant 
 en quelque sorte un système neutre. C'est ce qu'on nomme un carbure d'hy- 
 drogène saturé. 
 
 Qu'on enlève à un tel carbure d'hydrogène 1 atome d'hydrogène, les affi- 
 nités qui résident dans les atomes de carbone ne seront plus satisfaites, et il 
 arrivera que le reste, ou la molécule incomplète, différant de la combinaison 
 saturée par 1 atome d'hydrogène, manifestera précisément la capacité de com- 
 binaison qui réside dans cet atome d'hydrogène. Ce reste est capable de 
 s'unir à 1 atome de chlore, de se substituer à 1 atome d'hydrogène. Il joue, 
 en un mot, le rôle d'un radical monatomique. 
 
 Enlevez 2 atomes d'hydrogène à un carbure d'hydrogène saturé, ce qui 
 reste de la molécule tend à regagner les affinités qui résidaient dans ces 
 2 atomes d'hydrogène. La molécule incomplète pourra fixer 2 atomes d'hydro- 
 gène ou 2 atomes de chlore, ou encore se substituer à 2 atomes d'hydrogène 
 ou de chlore. Ce sont là les attributs d'un radical diatomique. 
 
 Enfin, la soustraction de 3 atomes d'hydrogène d'un carbure d'hydrogène 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxix 
 
 saturé convertira ce carbure en un radical triatomique , et ainsi de suite. 
 
 Ces principes étant posés, en ce qui concerne la génération des radicaux 
 hydrocarbonés dérivant des carbures d'hydrogène saturés, il devenait facile de 
 les appliquer à tous les radicaux composés, de quelque nature qu'ils fussent. 
 En effet, un radical quelconque peut toujours se rattacher à une combinaison 
 saturée dont il dérive par la perte d'un ou de plusieurs éléments, et le degré 
 de son atomicité est marqué précisément par la grandeur de cette perte , qui 
 correspond cà un nombre plus ou moins grand d'atomes d'hydrogène. C'est 
 ainsi que l'atomicité des radicaux a été rapportée à leur état de saturation. 
 Progrès important, qui a établi une relation entre les fonctions des radicaux 
 et leur composition même. Pour étendre cette notion de la saturation aux 
 éléments eux-mêmes, il n'y avait qu'un pas à faire. 
 
 On le voit, dans l'ordre historique, la notion de l'atomicité s'est introduite 
 dans la science par degrés, et en trois étapes pour ainsi dire. 
 
 Premièrement, on a découvert des combinaisons polyatomiques ; 
 
 Deuxièmement, on a rattaché leur polyatomicité à l'état de saturation de 
 leurs radicaux ; 
 
 Troisièmement, on a étendu aux éléments eux-mêmes la notion de la 
 saturation qu'on avait d'abord appliquée aux radicaux, et d'où découle leur 
 atomicité. 
 
 En effet, de même que les radicaux composés diffèrent par leur capacité 
 de saturation , de même les atomes des corps simples ne sont pas tous sem- 
 blables en ce qui concerne leur capacité de combinaison. Il y a des degrés dans 
 cette propriété fondamentale des atomes, et ces degrés sont marqués par l'ato- 
 micité. Tel métal est incapable de s'unir à plus de 1 atome de chlore, tel 
 autre en prend 2, celui-ci se combine à 3 atomes de chlore, celui-Là en prend 
 h pour former un chlorure saturé. De telles inégalités dans la capacité de 
 combinaison des métaux pour le chlore sont inhérentes à la nature de leurs 
 atomes; c'est pour cette raison qu'on les désigne sous le nom d'atomicité. 
 
 Cette notion théorique domine aujourd'hui la science tout entière et il 
 importe d'en rechercher avec soin l'origine et d'en suivre le développement. 
 
 III 
 
 lleportons-nous un instant à la théorie des types. Laurent ayant comparé 
 avec l'eau les protoxydes métalliques et leurs hydrates, M. Odling a fait dériver 
 les trioxydes et leurs hydrates de plusieurs molécules d'eau. Se souvenant 
 que l'acide sulfurique hydraté avait été envisagé comme dérivant de 2 molé- 
 cules d'eau par la substitution du radical sulfuryle à 2 atomes d'hydro- 
 gène, le savant et ingénieux ami de M. Williamson avait fait dériver l'hydrate 
 de bismuth de 3 molécules d'eau, par la substitution du métal bismuth à 
 3 atomes d'hydrogène. Un seul atome de ce métal était donc jugé équivalent à 
 3 atomes d'hydrogène, et cette valeur de substitution ou de combinaison était 
 marquée par 3 accents superposés au symbole. Cette notation de M. Odling 
 
lxx DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 est restée, et le principe qu'elle a consacré, la non-équivalence des atomes 
 des corps simples, s'est généralisé depuis. 
 
 Les atomes ne sont pas équivalents et montrent entre eux des diffé- 
 rences du même ordre que les acides monobasiques, bibasiques, tribasiques. 
 Dans un mémoire publié en 1855, l'auteur a qualifié l'azote et le phosphore 
 d'éléments tribasiques 1 . Il a essayé même de rendre compte de cette capa- 
 cité de combinaison, en supposant que chaque atome de ces éléments était 
 formé de 3 sous-atomes unis d'une manière indissoluble et pouvant se substi- 
 tuer chacun à 1 atome d'hydrogène. Cette substitution ayant lieu dans 3 molé- 
 cules d'eau, l'atome de phosphore formait ainsi le lien entre ces 3 molécules 
 d'eau, qu'il rivait l'une à l'autre de manière à former l'acide phosphoreux. 
 Ainsi non-seulement l'atomicité du phosphore et de l'azote était nettement 
 accusée, mais on essayait même d'en rendre compte par une hypothèse qui a 
 été reproduite depuis. 
 
 Ce sont là les origines de la théorie de l'atomicité des éléments. En 1858 
 cette théorie a fait un progrès décisif. 
 
 Dans un mémoire important sur les radicaux 2 , M. Kekulé a énoncé l'idée 
 que le carbone est un élément tétratomique : il y a été amené par cette consi- 
 dération que dans les composés organiques les plus simples 1 atome de car- 
 bone est toujours uni à une somme d'éléments équivalente à h atomes d'hy- 
 drogène. Il en est ainsi dans le gaz des marais, dans le perchlorure de carbone, 
 dans tous les composés intermédiaires renfermant à la fois de l'hydrogène et 
 du chlore. Ces 2 éléments se valent, puisqu'ils se remplacent atome par atome* 
 Dans les composés dont il s'agit, leur somme est toujours égale à h. De même 
 dans l'acide carbonique les 2 atomes d'oxygène unis à un seul atome de carbone 
 valent h atomes d'hydrogène : chacun d'eux n'a-t-il pas le pouvoir de s'unir à 
 2 atomes d'hydrogène ou de s'y substituer? Mais, dira-t-on, 1 atome de car- 
 bone peut se contenter d'un seul atome d'oxygène, et il le fait dans l'oxyde de 
 carbone. Il est vrai que ce corps ne renferme qu'un seul atome d'oxygène* 
 mais il n'est point saturé. L'affinité qui réside dans l'atome de carbone n'est 
 point satisfaite par son union avec l'atome d'oxygène. Voilà pourquoi l'oxyde 
 de carbone peut fixer directement soit un second atome d'oxygène, lorsqu'il se 
 transforme en gaz carbonique, soit 2 atomes de chlore, lorsqu'il se convertit en 
 gaz chloroxycarbonique. 
 
 Dans l'un et l'autre composé le carbone a épuisé son affinité en fixant une 
 somme d'éléments équivalant à h atomes d'hydrogène. Saturé, il est devenu 
 tétratomique. C'est ainsi que la notion de saturation intervient dans la fixation 
 de F atomicité. 
 
 Elle est intervenue, de même, dans une autre considération fort impor- 
 tante que M. Kekulé a développée dans le mémoire cité plus haut. 
 
 Dans la série des hydrocarbures saturés, le nombre des atomes d'hydrogène 
 n'est quadruple du nombre d'atomes de carbone que dans le premier terme ou 
 gaz des marais, qui ne renferme qu'un seul atome de carbone. Comment se fait-il 
 
 \. Annales de Chimie et de Physique, 3 e série, t. XLIV, p. 30G. 
 G 2. Annalen der C hernie und Pharmacie, t. CVI, p. 4 29, 4 838. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxi 
 
 que dans le terme suivant 2 atomes de carbone ne soient unis qu'à 6 atomes 
 d'oxygène au lieu de 8? M. Kekulé rend compte de ce fait en admettant que les 
 2 atomes de carbone perdent chacun 1 atomicité en se soudant l'un à l'autre, 
 en se combinant, pour mieux dire. Ayant ainsi échangé 2 atomicités, ils n'en 
 gardent que 6 sur les 8 qu'ils renfermaient et ne sauraient fixer plus de 
 ti atomes d'hydrogène. Il en est de même pour les termes suivants de cette 
 série qui renferment 3, A, 5 atomes de carbone. Ceux-ci sont soudés entre eux, 
 formant comme une chaîne dont les anneaux sont rivés par une partie de la 
 force de combinaison. Une autre partie reste en quelque sorte disponible et 
 sert à attirer et à fixer d'autres éléments qui se groupent autour des atomes 
 de carbone. Ceux-ci constituent le noyau de la combinaison, sa charpente 
 solide; les atomes d'hydrogène, de chlore, d'oxygène, qui s'y attachent, en 
 forment comme les appendices 1 . 
 
 C'est là une grande idée, car elle explique le fait de la complication des 
 molécules organiques et permet de rendre compte de leur structure 2 . Pourquoi 
 donc les atomes de carbone montrent-ils cette singulière tendance à s'accu- 
 muler 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 importante 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 est 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 carbone, ainsi peuvent faire les atomes d'oxygène. Ceux-ci sont 
 <liatomiques 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 occu- 
 pant 2 volumes, si 1 atome d'hydrogène occupe 1 volume. Ces 2 atomes possé- 
 dant h 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 l'échange d'une seule atomicité, le résultat de 
 cette combinaison sera le peroxyde d'hydrogène, formé de 2 atomes d'oxy- 
 gène et de 2 atomes d'hydrogène. La fixation de 2 atomes de chlore sur ce 
 
 1 . Voyez la fin de la note 20, p. xciv. 
 
 2. Il 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. 
 
lxxii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 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 1 . 
 
 Des considérations que nous venons de présenter, il est facile de 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 rela- 
 tivement 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 diatomiques et qu'ils peuvent se souder entre eux. 
 
 Des données et des raisonnements du même genre peuvent être invoqués 
 lorsqu'il s'agit de déterminer 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, l'hydro- 
 gène, l'oxygène, l'azote. Les atomes de carbone tétratomiques étant soudés 
 entre eux et formant, comme nous l'avons dit plus haut, le noyau de la com- 
 binaison, les autres éléments, d'atomicité diverse, viennent se grouper autour 
 aes premiers, saturant par leurs atomicités celles qui sont demeurées libres 
 dans la chaîne d'atomes de carbone. Or, dans un système de ce genre, le grou- 
 pement des atomes est souvent déterminé d'une manière nécessaire par leur 
 nombre et leur nature. En effet, dans les combinaisons organiques dites satu- 
 rées, 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'im- 
 portance. 
 
 On connaît un gaz formé de 2 atomes de carbone et de 6 atomes d'hydro- 
 gène. Il appartient à la série des carbures d'hydrogène les plus riches en 
 hydrogène que l'on connaisse. Les 2 atomes de carbone y sont soudés l'un à 
 l'autre, et en se soudant ils ont échangé et perdu chacun une 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 substitu- 
 tion. Ainsi, elle peut perdre 1 atome d'hydrogène et gagner un autre atome 
 qui se met à la place du premier. Que ce soit 1 atome de chlore qui se pré- 
 sente, 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 s'est fixé 
 vaut l'atome d'hydrogène qui est parti 2 . 
 
 Que 1 atome d'hydrogène de l' hydrure 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 rem- 
 
 1. Note 20, p. xciv. 
 
 2. Note 21, p. xciv. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxiii 
 
 place; mais étant en possession de deux atomicités, il en garde une dispo- 
 nible. 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'hy- 
 drogène, 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 cà 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'hy- 
 drogène qu'il joint à la molécule éthylée. Celle-ci est le noyau; l'atome d'hy- 
 drogène entraîné est l'annexe, l'atome d'oxygène diatomique est l'intermé- 
 diaire, qui tient d'un côté au noyau, de l'autre à l'annexe 1 . Tel est le rôle de 
 l'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 atome 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 atomes d'hydrogène par exemple. Ainsi, 
 dans le composé azoté qu'on nomme éthylamine, l'azote est devenu l'intermé- 
 diaire entre le reste éthyle et les 2 atomes d'hydrogène annexés 2 . 
 
 Tel est, en général , le rôle des éléments polyatomiques dans les combi- 
 naisons 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 lui-même peu- 
 vent 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'oxy- 
 gène ou par de l'azote qui se soudent entre eux ou à du carbone, tous ces 
 éléments polyatomiques entraînant à leur suite un cortège d'atomes plus ou 
 moins considérable. 
 
 Je m'arrête dans ces développements. Ils suffisent pour démontrer Fim- 
 portance de la notion de l'atomicité des éléments pour la solution d'une des 
 questions les plus importantes qui aient préoccupé les chimistes, la constitu- 
 tion des composés organiques. 
 
 Partant de cette donnée que les quatre éléments, carbone, azote, oxygène, 
 hydrogène, diffèrent par leur capacité de combinaison, comme les nombres 
 h , 3 , 2 , 1 , nous pouvons déterminer, dans un grand nombre de cas, leur 
 
 1. Note 21, p. xciv. 
 
 2. Note 21, p. xciv. 
 
lxxiv DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 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 con- 
 struire des formules rationnelles, car il en existe autant, pour un corps donné, 
 que de réactions. Proposition trop absolue, 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 l'étude des métamorphoses. A ce moyen il ajouterait 
 aujourd'hui les inductions tirées de l'atomicité des éléments. En effet, si 
 l'étude 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 l'une sert de com- 
 plément 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 combi- 
 naisons éthylées, nous avons recherché les points d'attache de l'affinité pour 
 les éléments polyatomiques, carbone, azote, oxygène. 
 
 La présence de ces éléments dans une combinaison organique saturée com- 
 porte, en effet, sur l'arrangement moléculaire des vues que viennent corrobo- 
 rer ensuite les considérations tirées du mode de formation et des métamor- 
 phoses 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 
 l'étude des réactions. 
 
 C'est là un progrès important qui découle de la grande idée énoncée 
 par MM. Kekulé et Couper 1 . 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, l'ex- 
 plication 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 cher- 
 cher 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 
 
 \ . 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. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxv 
 
 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 l'isomérie, on en trouve la raison d'être, on en donne 
 l'explication. 
 
 IV. 
 
 Arrêtons-nous un instant 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'affinité 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 
 afïinité, et cette propriété, qu'ils partagent d'ailleurs avec d'autres éléments, 
 rend compte de la complication des molécules organiques, comme les inéga- 
 lités dans la capacité de saturation des éléments rendent compte de la structure 
 de ces molécules. Telle est l'évolution de la théorie de l'atomicité. La consti- 
 tution des combinaisons organiques dévoilée, l'isomérie interprétée dans un 
 grand nombre de cas, un système de formules rationnelles fondé à la fois sur 
 les réactions des composés et sur une propriété fondamentale de leurs atomes, 
 voilà les grands résultats acquis. 
 
 Ce n'est pas tout : cet horizon si vaste s'est encore élargi. En se déve- 
 loppant, la nouvelle théorie 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 aux atomes du carbone, de l'azote, de 
 l'oxygène, qui constituent, avec l'hydrogène, les éléments ordinaires des com- 
 binaisons organiques? En aucune façon. Elle se retrouve dans d'autres atomes. 
 
 On sait que les corps simples, qu'on a désignés sous le nom de métal- 
 loïdes 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 l'hydrogène 
 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 
 
lxxvi DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 de leurs atomes, 2 atomes d'hydrogène. L'azote est devenu le chef d'une troi- 
 sième famille qui comprend le phosphore, l'arsenic, l'antimoine, et dont tous 
 les membres s'unissent à l'hydrogène dans la proportion de 1 atome à 3, à 
 l'oxygène dans la proportion de 2 atomes à 1, 3 ou 5 atomes de ce gaz. 
 On le voit, cet essai de classification était fondé sur la capacité de combinaison 
 des éléments. En réalité, M. Dumas groupait les métalloïdes suivant leur ato- 
 micité. 
 
 Mais quoi ! les métaux eux-mêmes seraient-ils tous jetés dans le môme 
 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 l'eau, c'est-à- 
 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 atomes de chlore pour se saturer et ne sauraient en prendre moins. 
 Ils sont diatomiques parmi les métaux, comme l'oxygène parmi les métal- 
 loïdes. Cette idée de métaux diatomiques a été énoncée pour la première 
 fois en 1858 par M. Cannizzaro, qui l'a fondée sur des données physiques; 
 elle a été soutenue et propagée par l'auteur, qui a cherché à l'appuyer d'argu- 
 ments chimiques. Parmi ces derniers, nous citerons principalement ceux qui 
 sont tirés de l'analogie de ces métaux avec les radicaux diatomiques tels que 
 l'éthylène, les fonctions que les uns et les autres remplissent clans les combi- 
 naisons 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 double 
 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 résulté 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 condi- 
 tion que l'on double les poids atomiques d'un certain nombre d'entre eux. Il 
 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 offre, 
 en effet, ce caractère de généralité, car les trois ou quatre exceptions que l'on 
 a signalées se rapportent à des éléments qui présentent de singuliers phé- 
 nomènes d'allotropie, c'est-à-dire dont les particules peuvent présenter plu- 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxvii 
 
 sieurs 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 clans le charbon de bois? Et lors- 
 qu'un tel corps est soumis à l'action 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, éprouvent la même élévation de température, et qui, par conséquent, 
 sont équivalentes par rapport à cet effet thermique. 
 
 Nous avons déjà exposé l'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 toutes les vapeurs, les doubles 
 densités de ces gaz ou de ces vapeurs exprimeront les poids de leur molécule. 
 De là un moyen très-simple de déterminer ou de contrôler les poids relatifs 
 des atomes. Or le système des poids atomiques qui tend à prévaloir aujour- 
 d'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 spéci- 
 fique, se déduisent aussi des poids moléculaires de leurs combinaisons volatiles. 
 
 Au sujet de la loi 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 l'état de vapeur, non pas 2, mais h volumes, de telle sorte 
 que la double densité de vapeur donnerait, pour ces molécules, un poids qui 
 ne serait que la moitié du poids moléculaire 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 molécule de gaz ammoniac. Les deux 
 corps composants ont uni tous leurs éléments dans une molécule plus com- 
 plexe. Et si la combinaison est stable, si elle peut se maintenir à la tem- 
 pérature où le sel ammoniac entre en vapeur, cette vapeur doit occuper 
 
 2 volumes par molécule. Elle en occupe h. Il en est ainsi non-seulement pour 
 
lxxviii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 tous les composés analogues au chlorhydrate d'ammoniaque, mais encore 
 pour l'iodhydrate 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 comme 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 température ordi- 
 naire les éléments de ce sel, ils s'unissent avec un vif dégagement de chaleur; 
 dans ces conditions, 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. II. Sainte-Glaire Deville, 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 indivi- 
 duelle. 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 h volumes de 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 tempéra- 
 ture, en leurs 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 ammoniac non altéré. Il n'en peut être autre- 
 ment. Lorsque la température s'abaisse, les éléments décomposés du chlorhy- 
 drate d'ammoniaque exercent de nouveau leurs affinités et reconstituent inté- 
 gralement la molécule de ce sel, de telle sorte qu'il ne reste aucune trace de 
 la décomposition passagère qu'elle avait subie. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxix 
 
 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 molé- 
 cule. 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 résoudre en ses éléments, acide bromhydrique et amylène. Mais cette décom- 
 position est graduelle ; elle ne s'achève pas à un degré fixe, mais entre des 
 limites de température assez étendues , de telle sorte que la vapeur, intacte à 
 un certain degré, se trouve mélangée, à des degrés plus élevés, avec des por- 
 tions 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 bromhydrate 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 déter- 
 minée 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 tem- 
 pérature, cette circonstance est due à l'action 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 généra- 
 lité. 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, est 
 entièrement 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 la 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 assez 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 indi- 
 qués. Il est certain qu'un grand nombre de molécules chimiques sont incapables 
 de prendre la forme gazeuse sans éprouver une décomposition plus ou moins 
 complète. 
 
 Il est très-important d'étudier la marche de cette décomposition. 
 Le phénomène est assez simple lorsque les produits , une fois dégagés et 
 séparés les uns des autres, ne peuvent plus s'unir directement de manière à 
 
lxxx DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 reconstituer, par une réaction inverse, le composé qui vient de se défaire. 
 Supposons qu'il s'agisse d'un corps solide et que les produits de la décom- 
 position puissent se dégager librement. Toutes les molécules qui constituent 
 la masse du corps qui se décompose se trouvent alors dans les mêmes con- 
 ditions pendant toute la durée du phénomène, toutes sont influencées de la 
 même manière par la chaleur, toutes se décomposent à la même tempéra- 
 ture , dès que la quantité de chaleur qui leur est ajoutée a restitué à leurs 
 éléments la force vive que ceux-ci avaient perdue en se combinant. Dans ces 
 conditions la décomposition s'accomplit à une température déterminée et fixe. 
 
 Il n'en est pas de même lorsque les produits de la décomposition, 
 mélangés au composé qui les fournit en se dédoublant, peuvent s'unir de nou- 
 veau les uns aux autres de manière à reconstituer ce composé. La tendance de 
 celui-ci à se dédoubler sous l'influence de la chaleur ou à se dissocier, selon 
 l'heureuse expression de M. Henri Sainte-Claire Deville, est alors contre-ba- 
 lancée par la tendance contraire des éléments mis en liberté à s'unir de nou- 
 veau sous l'influence de l'affinité. Il s'établit donc une sorte d'équilibre mobile 
 entre les molécules du composé primitif, qui demeurent intactes, et les pro- 
 duits de sa décomposition, qui tendent à s'unir de nouveau. A mesure que la 
 masse de ceux-ci augmente dans le mélange , la somme des affinités augmente 
 de même, et, pour combattre les tendances croissantes à la « recomposition » , 
 il faudra fournir aux molécules encore intactes, qui doivent se dédoubler, des 
 quantités croissantes de chaleur. La décomposition est alors un phénomène 
 continu qui, loin de s'achever à un point fixe, s'accomplit entre certaines 
 limites de température. C'est ce qu'on nomme aujourd'hui la dissociation. 
 On connaît les belles expériences de M. Henri Sainte -Claire Deville sur ce 
 sujet, que nous nous bornons à indiquer ici. Remarquons seulement que les 
 faits dont il s'agit ne sont point isolés dans la science et qu'ils sont en rapport 
 avec d'autres manifestations de l'affinité, particulièrement avec ces actions 
 inverses qui se produisent sous l'influence des masses et qui ont été autrefois 
 étudiées par Berthollet. 
 
 C'est l'affinité qui est en jeu dans tous ces phénomènes, et sans connaître 
 la nature intime de cette force, on connaît au moins ses relations avec la cha- 
 leur. On sait que l'affinité ne peut être abolie sans dégagement de chaleur, 
 qu'elle ne peut être restituée sans absorption de chaleur : il y a une corré- 
 lation entre ces deux forces, et l'on peut mesurer l'une par l'autre. La force 
 chimique réside, on le suppose, dans les atomes des corps. Elle consiste 
 peut-être en un mode de mouvement particulier de ces atomes : on l'ignore. 
 Mais on sait que cette force n'est pas détruite lorsque les atomes où elle réside 
 se sont rencontrés et unis. Par le fait de cette union, l'affinité s'éteint; elle 
 est satisfaite, au moins en partie, mais la portion d'énergie qui est ainsi enle- 
 vée aux atomes n'est pas détruite, car elle apparaît comme chaleur au mo- 
 ment même de la combinaison. Et l'intensité de la chaleur dégagée mesure 
 l'énergie de l'affinité. 
 
 Mais quoi ! n'y a-t-il rien autre chose dans cette force que l'énergie avec 
 laquelle elle s'accomplit? S'exerce-t-elle uniformément sur tous les atomes 
 avec la seule différence de son intensité, comme la pesanteur sollicite indis- 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxxi 
 
 tinctement tous les corps, suivant les mêmes lois? Non, la force chimique est 
 de nature plus complexe. Il y a quelque chose en elle qui semble indépendant 
 de son intensité même. Il y a cette action élective que Bergman a étudiée 
 et définie longtemps avant que les chimistes aient admis l'existence de ces 
 atomes, dont elle est un attribut. Comment donc se fait-il que le chlore, qui 
 possède une si puissante affinité pour l'hydrogène, ne puisse annexer à chacun 
 de ses atomes qu'un seul atome de ce corps, alors que l'azote peut se combi- 
 ner à 3 atomes d'hydrogène? Pourquoi le phosphore, si voisin de l'arsenic, et 
 qui peut s'unir comme lui à 3 atomes d'hydrogène, ou à 3 atomes de chlore, 
 parvient-il à fixer jusqu'à 5 atomes de chlore dans le perchlorufe de phos- 
 phore? C'est que les atomes des corps simples ne sont pas faits les uns comme 
 les autres. Indépendamment des différences dans leurs masses relatives et 
 clans leurs énergies, on peut soupçonner en eux des différences de forme , de 
 mouvement, de structure , qui font qu'ils ne sont pas aptes à s'accommoder 
 également entre eux. C'est là sans doute une des conditions qui gouvernent 
 cette action élective des atomes et leurs capacités inégales de combinaison. 
 
 Nous voici revenus à la notion de l'atomicité. 
 
 Nous la rencontrons de nouveau à la base même de la science, comme une 
 des manifestations de la force chimique. Chaque atome apporte dans ses com- 
 binaisons deux choses : d'abord son énergie propre, et puis la faculté de la 
 dépenser à sa manière, en fixant d'autres atomes, pas tous indistinctement, 
 mais de certains atomes et en nombre déterminé. 
 
 Les atomes diffèrent donc non-seulement par la force de leurs affinités, 
 mais par leur capacité de combinaison, par cette faculté qu'ils possèdent de 
 choisir, pour former ces unions qu'on nomme combinaisons, un certain nombre 
 d'autres atomes appropriés à la nature spéciale de chacun d'eux. C'est là l'ato- 
 micité. 
 
 Cette propriété fondamentale gouverne la forme des combinaisons , elle 
 en marque les degrés et les limites. Elle apparaît dans la loi des proportions 
 multiples, elle se manifeste dans le fait de la saturation, elle explique les fonc- 
 tions de ces groupes incomplètement saturés qu'on nomme radicaux, elle 
 montre le sens profond de l'idée des types. 
 
 Pourquoi donc a-t-on admis un type eau ? Parce qu'il existe un élément 
 diatomique oxygène; et quelle est la raison d'être du type ammoniaque? C'est 
 l'existence de l'élément triatomique azote. 
 
 Nous avons vu plus haut comment cette propriété fondamentale des 
 atomes est invoquée dans les considérations relatives à la constitution atomique 
 des corps; comment la tendance des atomes à se saturer marque, en quelque 
 sorte, les points d'attache de l'affinité, et indique les rapports mutuels des 
 atomes clans les composés. Pour faire ressortir, par un dernier développe- 
 ment, la grandeur et la portée féconde de cette notion de l'atomicité, il nous 
 reste à montrer comment elle éclaire les réactions chimicjues. 
 
lxxxii DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 V. 
 
 Considérées à un point de vue général et abstraction faite des phénomènes 
 d'isomérie, ces réactions rentrent dans l'un ou l'autre des trois cas suivants : 
 
 Formation de combinaisons par addition d'atomes ou de molécules; 
 
 Dédoublement de molécules complexes en éléments plus simples ; 
 
 Substitution dans un composé de certains éléments à d'autres. 
 
 Le système dualistique s'appuyait principalement sur les deux premiers 
 ordres de phénomènes chimiques. Prenant pour point de départ les idées de 
 Lavoisier sur les sels, il représentait tous les composés formés par l'addition 
 de deux éléments tout prêts à se séparer de nouveau. M. Dumas, s'appuyant 
 sur les phénomènes de substitution, a envisagé le premier les molécules chi- 
 miques comme formant un seul tout , dont les différentes parties sont unies 
 par l'affinité. Gerhardt avait adopté cette idée. Il admettait, de plus, que toutes 
 les réactions chimiques s'accomplissent entre ces molécules entières par voie 
 d'échange entre leurs éléments. Tout est double décomposition : voilà la for- 
 mule par laquelle il exprimait toutes les métamorphoses chimiques, exagérant 
 le point de vue mis en lumière par la théorie des substitutions. Nous savons 
 aujourd'hui qu'il est allé trop loin dans sa réaction contre des idées que Ber- 
 zelius avait exagérées lui-même. 
 
 Tout n'est pas double décomposition : il y a des fixations et des soustrac- 
 tions d'éléments; il y a des molécules susceptibles de grandir par une addition 
 directe d'atomes, il y en a d'autres qui peuvent se rompre et se résoudre en 
 fragments indépendants. 
 
 Toutes ces réactions sont éclairées par la notion de l'atomicité. 
 
 Nous connaissons , en effet , la tendance des atomes à satisfaire leur capa- 
 cité de combinaison et la loi des proportions multiples nous montre qu'elle 
 peut être satisfaite par degrés. Toutes les fois donc qu'un composé donné 
 renferme un élément polyatomique incomplètement saturé , ce composé tend 
 à fixer de nouveaux atomes pour arriver à cet état de saturation caractérisé par 
 l'échange de toutes les atomicités. 
 
 Ainsi nous pouvons distinguer dans les composés chimiques deux états dif- 
 férents : dans les molécules saturées, l'équilibre des atomicités ; dans les molé- 
 cules incomplètes, avec un équilibre instable, un déficit qui veut être comblé. 
 
 Pourquoi le gaz oléfiant peut-il fixer 2 atomes de chlore, comme le mer- 
 cure ou comme le zinc, jouant ainsi le rôle de radical? Par la raison que les 
 2 atomes de carbone qu'il renferme, sans cesser d'être unis, peuvent fixer 
 chacun 3 éléments monatomiques alors que dans le gaz lui-même ils ne fixent 
 chacun que 2 atomes d'hydrogène. Ainsi, par cette addition de 2 atomes de 
 chlore, la molécule a grandi. La voilà arrivée dans un état où elle est impuis- 
 sante à fixer d'autres atomes par union directe. Est-ce à dire que la nouvelle 
 molécule qui constitue maintenant le chlorure d'éthylène soit désormais inca- 
 pable de se modifier, qu'elle soit devenue indifférente et comme insensible à 
 faction d'autres molécules? En aucune façon. Le chlorure d'éthylène peut ou 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxxiii 
 
 se rompre, ou échanger quelques-uns de ses éléments contre d'antres élé- 
 ments. Mettez le chlore qu'il renferme aux prises avec des affinités puissantes, 
 il pourra, ou se séparer purement et simplement, ou être remplacé par 
 d'autres atomes. Il est à remarquer que, dans ce dernier cas, chaque atome 
 de chlore aura été remplacé par un élément, qui remplira exactement le 
 même rôle que lui dans le nouveau composé formé par substitution. Cela veut 
 dire que ce nouvel élément sera uni par une atomicité à l'atome de carbone qui 
 avait fixé auparavant cet atome de chlore dans le chlorure d'éthylène. Si le 
 nouvel élément est monatomique comme le chlore , la substitution se fera 
 atome par atome, et la nouvelle combinaison aura la même structure molé- 
 culaire que le chlorure d'éthylène. Dans le cas contraire, si l'élément substitué 
 au chlore est polyatomique, il apportera dans le nouveau composé plus d'ato- 
 micités qu'il n'en faut pour satisfaire ceux d'un des atomes de carbone, comme 
 faisait le chlore. Prenant donc la place de celui-ci, il entraînera donc dans la 
 combinaison d'autres atomes capables de satisfaire ses atomicités demeurées 
 libres. La molécule grandira encore, non plus par addition directe de nouveaux 
 éléments, mais par substitution d'un groupe d'atomes, d'un radical composé à 
 un corps simple. 
 
 C'est ainsi que la théorie de l'atomicité rend compte des fonctions des 
 radicaux qui, dans un si grand nombre de réactions, se substituent à des corps 
 simples; c'est ainsi qu'elle éclaire et qu'elle élargit cette proposition célèbre 
 énoncée par les premiers auteurs de la théorie des substitutions, et appli- 
 quée d'abord au chlore, à savoir que les éléments qui, dans des combinaisons 
 toutes formées, se substituent à d'autres éléments, prennent la place et jouent 
 le rôle de ces derniers. 
 
 Ils les remplacent par leur capacité de combinaison , ils se mettent en rap- 
 port, dans le nouveau composé, précisément avec l'atome que saturaient, 
 clans l'ancien, les éléments qui devaient disparaître. Est-ce à dire que par 
 l'effet de telles substitutions les propriétés des corps ne doivent subir aucune 
 atteinte? que les éléments entrés par substitution doivent remplacer ceux qui 
 ont quitté la place, dans tous leurs attributs? qu'il est indifférent dès lors, au 
 point de vue des propriétés, qu'un corps renferme de l'hydrogène, du chlore 
 ou de l'oxygène substitués l'un à l'autre, pourvu que cette substitution s'accom- 
 plisse en quantités équivalentes, suivant la règle de l'atomicité? Non. Ce n'est 
 pas ainsi qu'il faut entendre le rôle des éléments dans les cas de substitution. 
 Si ceux d'atomicité semblable peuvent se remplacer, avec une égale valeur, 
 quant à leur capacité de combinaison , ils ne sauraient se remplacer et équiva- 
 loir quant aux propriétés, car chacun d'eux apporte dans la combinaison sa 
 nature propre, son énergie, ses affinités spéciales. 
 
 Pour rendre compte des propriétés des corps composés, on a tour à 
 tour attribué une influence prépondérante , soit à la nature des éléments , soit 
 à leur groupement. Il est plus vrai de dire que les propriétés des corps 
 dépendent à la fois de ces deux conditions, qui exercent l'une et l'autre une 
 influence considérable. 
 
 Ce sont des considérations de ce genre qu'il faut invoquer pour rendre 
 compte des propriétés , ou , pour mieux dire , des fonctions qui ont le plus 
 
ixxxiv DISCOURS PRELIMINAIRE. 
 
 attiré l'attention des chimistes : nous voulons parler de la fonction acide et de 
 la fonction basique, qui se manifestent par la neutralisation des acides par les 
 bases, dans la formation des sels. Pourquoi certains corps sont-ils daués de 
 la propriété acide? Parce qu'ils renferment beaucoup d'oxygène, disait Lavoi- 
 sier. La réponse est bonne, mais elle n'est pas suffisante. Nous savons aujour- 
 d'hui que la neutralisation des acides par les bases s'accomplit par réchange 
 de l'hydrogène des uns contre le métal des autres, et que cet hydrogène ne 
 devient apte à un tel échange qu'à la condition d'être en rapport avec un ou 
 plusieurs éléments doués d'une forte énergie électro-négative. Un atome de 
 chlore, de brome, d'iode, de soufre même, suffît pour mettre l'hydrogène dans 
 cette condition particulière. Les acides chlorhydrique, bromhydrique , iodhy- 
 drique, sont des acides puissants; l'acide sulfhydrique est un acide faible. Un 
 seul atome d'oxygène ne suffit pas pour placer l'hydrogène dans les conditions 
 favorables à l'échange dont il s'agit. Il faut qu'à cet oxygène se joignent d'autres 
 éléments et quelquefois d'autres atomes d'oxygène, pour communiquer la pro- 
 priété basique, c'est-à-clire la faculté de s'échanger contre un métal à l'hydro- 
 gène placé dans le voisinage de tous ces atomes. C'est ici que la notion de l'ato- 
 micité intervient dans l'explication de ces réactions fondamentales. Les atomes 
 prennent des propriétés particulières par le contact et le voisinage d'autres 
 atomes , et leurs relations mutuelles, déterminées par des considérations tirées 
 de l'atomicité, exercent une influence manifeste sur les propriétés des corps. 
 Un seul exemple pour préciser cette pensée. 
 
 Les carbures d'hydrogène sont formés, comme nous l'avons dit, par une 
 chaîne d'atomes de carbone, entourés d'atomes d'hydrogène ; qu'un des atomes 
 d'hydrogène, appartenant à un certain atome de carbone, soit remplacé par ce 
 reste qu'on nomme oxhydryle et qui est de l'eau moins 1 atome d'hydrogène, 
 il résulte de cette substitution un alcool, c'est-à-dire un corps neutre. L'hy- 
 drogène de ce reste ne possède aucune tendance à s'échanger contre un métal. 
 Mais qu'un autre atome d'oxygène vienne se joindre à ce reste, uni comme lui 
 au même atome de carbone, il arrivera que l'hydrogène de l'oxhydryle, se trou- 
 vant maintenant dans le voisinage de 2 atomes d'oxygène unis au même atome 
 de carbone, aura changé de caractère ou de fonction. En rapport avec un seul 
 atome d'oxygène, il était neutre; dans le voisinage de 2 atomes d'oxygène, il 
 devient basique 1 . De fait, tous les corps organiques dans lesquels un des atomes 
 de carbone se trouve en rapport avec un atome d'oxygène et un groupe oxhy- 
 dryle sont des acides, et l'on voit que la fonction acide est déterminée ici 
 non-seulement par la nature des atomes qui sont unis, mais encore par leur 
 nombre et par leurs rapports mutuels, par ces rapports que nous dévoile la 
 notion de l'atomicité. Que si, pour aller au fond des choses, on voulait deman- 
 der de quelle façon les propriétés des atomes sont ainsi influencées par leur 
 contact réciproque, et par quelle raison ces échanges d'hydrogène contre un 
 métal sont rendus si faciles dans des composés où cet hydrogène est en rap- 
 port avec 1 ou plusieurs atomes doués d'une grande énergie électro-négative, il 
 faudrait sans doute se contenter de cette réponse, qu'en réalité ces réactions, 
 
 1. Note 22, p. xciv. 
 
DOCTRINES ACTUELLES. lxxxv 
 
 ces saturations des acides par les bases, ces échanges d'éléments sont liés à 
 des phénomènes thermiques.. 
 
 En réagissant les uns sur les autres, les corps dépensent, sous forme de 
 chaleur, une partie de leur énergie chimique, et les réactions dont nous 
 parlons, comme beaucoup d'autres, marchent dans un sens déterminé parla 
 plus grande somme de chaleur mise en liberté. C'est l'énergie propre des 
 atomes, telle qu'elle se manifeste par leur chaleur de combinaison, qui est en 
 jeu dans toutes ces actions, et, lorsqu'elles sont accomplies, la plus grande 
 somme d'énergie a quitté les atomes sous forme de chaleur, ou, en d'autres 
 termes , les affinités ont reçu la plus grande satisfaction. 
 
 Est-ce tout? Ces actions réciproques des acides et des bases que Lavoisier 
 avait tant approfondies et dont il avait fait le fondement de son système 
 rentrent-elles toutes dans l'ordre de faits que nous venons de définir, et ne 
 sont-elles au fond que des cas particuliers de la théorie des substitutions? Ce 
 serait une erreur de le croire, et il convient d'indiquer un autre cas qui peut 
 se présenter, et dont les partisans des idées dualistiques pourraient se préva- 
 loir contre la nouvelle théorie. 
 
 Les acides anhydres peuvent se fixer directement sur des oxydes anhydres 
 pour former des sels. Le gaz carbonique ne s'unit-il pas directement à la 
 chaux et l'anhydride sulfurique ne se combine-t-il pas à l'oxyde de baryum 
 avec une violence telle, qu'il en résulte une vive incandescence? Ici point 
 d'échange d'éléments, point de substitution d'un métal à l'hydrogène, l'acide 
 est anhydre et n'en renferme pas. Cela est vrai, mais il faut remarquer que la 
 saturation de l'oxyde de baryum par l'anhydride sulfurique est un phénomène 
 d'un autre ordre que la neutralisation de l'hydrate de baryte par l'acide sulfu- 
 rique. Cette dernière réaction est une double décomposition ou une substitution, 
 ainsi que nous venons de l'expliquer; l'autre résulte d'une addition d'éléments; 
 2 molécules, saturées l'une et l'autre, mais formées par l'union d'éléments 
 polyatomiques, sont rivées ensemble par suite d'un échange d'atomicités. Dans 
 l'oxyde de baryum, l'atome de baryum et l'atome d'oxygène échangent toutes 
 leurs atomicités; dans le sulfate de baryum, ils n'en échangent plus que la 
 moitié; les 2 atomicités qui sont devenues disponibles, en quelque sorte, 
 servent à fixer les éléments de l'anhydride sulfurique 1 . Il y a donc eu addition 
 d'atomes par déplacement d'atomicités; en d'autres termes, pour entrer en com- 
 binaison , les atomes des deux corps se sont orientés , puis soudés d'une cer- 
 taine façon, et cette orientation, suivie d'un échange d'atomicités, leur a fait 
 perdre une partie de leur énergie. De Là un dégagement de chaleur. Ainsi, ce 
 cas particulier de la saturation des acides par les oxydes rentre dans les réac- 
 tions générales que nous avons prévues et qui sont éclairées par la théorie 
 de l'atomicité. 
 
 Nous voici arrivés au terme de cette longue exposition. Ayant pris les doc- 
 trines chimiques à leur naissance même, nous les avons suivies dans leurs 
 
 1 . Note 20, p. xc:v. 
 
lxxxvi DISCOURS PRÉLIMINAIRE. 
 
 évolutions successives. Nous avons vu des théories partielles surgir et s'élever 
 l'une contre l'autre, puis, après s'être combattues, se prêter un mutuel appui 
 et se subordonner à une théorie plus générale. Nous avons vu le progrès des 
 idées suivre de près la marche des découvertes et aboutir, à travers bien des 
 variations, à une même idée fondamentale, celle qui consiste à chercher la 
 cause première des phénomènes chimiques dans la diversité de la matière, 
 chaque substance primordiale étant formée par des atomes doués d'une énergie 
 propre et d'une aptitude particulière à la dépenser. Ces deux propriétés des 
 atomes, distinctes l'une de l'autre, rendent compte de tous les phénomènes 
 chimiques, la première mesurant leur intensité, la seconde gouvernant leur 
 mode. Ainsi affinité et atomicité, telles sont les deux manifestations de la force 
 qui réside dans les atomes, et cette hypothèse des atomes forme aujourd'hui 
 le fonds commun de toutes nos théories, la base assurée de notre système de 
 connaissances chimiques. Elle prête une simplicité saisissante aux lois concer- 
 nant la composition des corps, elle donne des aperçus sur leur structure 
 intime, elle intervient dans l'interprétation de leurs propriétés, de leurs réac- 
 tions, de leurs métamorphoses, elle fournira sans doute, plus tard, des points 
 d'appui à la mécanique moléculaire. 
 
 C'était donc une grande idée que celle de Dalton, et l'on peut dire à bon 
 droit que, parmi tous les progrès que les doctrines chimiques ont accomplis 
 depuis Lavoisier, celui-là est le plus important. Il a changé la face de la science, 
 car les derniers développements qui en sont sortis ont substitué aux idées 
 anciennes sur le mode d'action de l'affinité et sur le dualisme dans les combi- 
 naisons une conception plus large, qui embrasse aujourd'hui, comme des cas 
 particuliers, ces phénomènes de l'action réciproque des acides et des bases 
 sur lesquels Lavoisier avait fondé son système. L'idée dominante de ce 
 système, la constitution dualistique des sels, déjà attaquée il y a cinquante ans 
 par de grands esprits, n'est plus acceptable aujourd'hui, et c'est en vain 
 qu'on essayerait de la maintenir. Faut-il le regretter au point de vue de l'en- 
 seignement, où cette théorie, si belle dans sa simplicité, a régné sans partage 
 pendant soixante ans? Nous ne le pensons pas. L'hypothèse contraire, propo- 
 sée par Davy et Dulong et rendue triomphante par Laurent et par Gerhardt, 
 rend compte des faits avec justesse et clarté et en embrasse un plus grand 
 nombre. Pour Lavoisier, sa gloire demeure dans tout son éclat. Son œuvre 
 est dans ses immortelles découvertes, dans sa méthode, dans les principes 
 éternellement vrais qu'il a posés sur la nature des corps simples et sur 
 la combinaison chimique, et non dans une formule sur la constitution des sels. 
 L'hypothèse dualistique par laquelle il avait exprimé cette constitution et que 
 ses successeurs avaient étendue à la chimie tout entière, a fait son temps. À 
 ceux qui, par système ou par habitude , voudraient la retenir encore, essayant 
 de l'abriter sous le grand nom de Lavoisier, nous serions tenté de rappeler 
 ce mot de Bacon : « La vérité est fille du temps et non pas de l'autorité. » 
 
 Ad. Wlrtz. 
 
 Paris, 1 er mai 18G8. 
 
NOTES 
 
 NOTE 1, PAGE XI. 
 
 Lavoisier et Bertbollet envisageaient l'acide chlorhydrique (muriatique) comme renfer- 
 mant un radical inconnu uni à l'oxygène. On sait que le chlore décompose l'eau à la lumière, 
 avec formation d'acide chlorhydrique et dégagement d'oxygène. Ce fait a porté Berthollet à 
 admettre que le chlore est un composé d'acide muriatique et d'oxygène. H admettait que le 
 radical inconnu de l'acide muriatique peut former avec l'oxygène diverses combinaisons, 
 savoir : 
 
 Avec une petite quantité d'oxygène, l'acide muriatique; 
 
 Avec une proportion plus grande, l'acide muriatique oxygéné (le chlore); 
 
 Avec la proportion la plus forte, l'acide hyperoxymuriatique (l'acide du chlorate de 
 potasse ) . 
 
 Cette théorie était conforme aux idées de Lavoisier. Elle faisait rentrer les chlorures (mu- 
 riates ) dans la classe des sels oxygénés. Elle a régné jusqu'en 4 810, époque à laquelle Davy 
 a démontré que l'interprétation la plus simple des faits relatifs au gaz jaune découvert par 
 Scheele était d'envisager ce corps comme un corps simple, auquel il donna le nom de chlore. 
 
 NOTE 2, PAGE XXIV. 
 
 Dans les formules des composés oxygénés, Berzelius se contentait d'exprimer les atomes 
 d'oxygène par des points superposés. Ainsi il écrivait : 
 
 Sulfate de plomb SO 3 + PbO ou S Pb. 
 
 Nitrate de potasse . . . NO 5 + KO ou & K. 
 
 Dans cette notation on voit clairement qu'un sulfate renferme les éléments d'un sulfure, 
 plus 4 atomes d'oxygène , dont 3 se sont fixés sur le soufre et 1 sur le métal. 
 
 Les rapports pondéraux entre un métal et le soufre sont donc les mêmes dans un sulfure 
 ou dans un sulfate; cela doit être, puisque ces rapports pondéraux représentent des atomes 
 dont le poids est invariable. Berzelius le démontra, vérifiant ainsi par l'expérience une des 
 conséquences de la théorie atomique, et donnant à celle-ci une base solide par les analyses 
 les plus nombreuses et les plus exactes. 
 
 NOTE 3, PAGE XXVI. 
 
 Pour faire comprendre le rôle de l'éthyle comme radical, nous donnons ici les formules 
 que Berzelius attribuait à quelques-uns des composés éthylés, en plaçant en regard celles 
 
lxxxviii NOTES. 
 
 des composés correspondants d'un métal tel que le potassium. Dans ces formules les lettres 
 barrées représentent des atomes doubles (p. xxn). 
 
 Composés de l'éthyle. Composés du potassium. 
 
 C 4 H% radical éthyle. K, radical potassium. 
 
 C 4 H S .€1, chlorure d'éthyle. K£l, chlorure de potassium. 
 
 G 4 H 5 . 0, oxyde d'éthyle (éther). KO, oxyde de potassium. 
 
 C 4 H 5 .0 + HO, hydrate d'oxyde d'éthyle KO + HO, hydrate d'oxyde de potassium 
 
 (alcool). (potasse caustique). 
 
 C 4 H 5 .0 + C 4 H 3 3 , acétate d'oxyde d'é- KO + G 4 H 3 3 , acétate d'oxyde de potas- 
 
 thyle (éther acétique]. sium 
 
 NOTE 4, PAGE XXVIII. 
 
 La célèbre hypothèse du benzoyle, due à MM. Wœhler et Liebig, marque un progrès con- 
 sidérable dans la théorie des radicaux. Les formules suivantes, empruntées à la notation de 
 Berzelius, la mettent en lumière : 
 
 C 14 H 3 2 , benzoyle. 
 
 C 14 H 3 2 .H, hydrure de benzoyle (essence d'amandes amères). 
 
 G 14 H 5 2 .€1, chlorure de benzoyle. 
 
 G 14 H 5 2 .0, oxyde de benzoyle (acide benzoïque anhydre). 
 
 C 14 H 3 2 .S, sulfure de benzoyle. 
 
 C 14 H 3 2 . -J- HO , hydrate d'oxyde de benzoyle (acide benzoïque hydraté), 
 
 C 14 H 3 2 .0-(-KO, benzoate de potasse 
 
 NOTE 5, PAGE XXXI. 
 
 Berzelius et tous les partisans de la théorie de Lavoisier sur les sels admettaient que les 
 acides hydratés renferment les éléments des acides anhydres, plus les éléments de l'eau; que 
 1 es sels renferment les éléments d'un acide anhydre, plus les éléments d'un oxyde. Ainsi, dans 
 la notation de Berzelius, l'acide sulfurique et les sulfates de potasse et de plomb étaient repré- 
 sentés par les formules suivantes : 
 
 Acide sulfurique ou sulfate d'eau S0 3 + H 2 0. 
 
 Sulfate de potasse. S0 3 + KO. 
 
 Sulfate de plomb * S0 3 + PbO. 
 
 Cette notation fait voir que les éléments de l'eau, de l'oxyde de potassium et de l'oxyde 
 de plomb s'ajoutent simplement aux éléments de l'acide anhydre sans se confondre avec lui. 
 
 Longchamp supposait, au contraire, que l'oxyde enlève à l'acide anhydre un atome 
 d'oxygène pour se transformer en un peroxyde demeurant uni à l'acide désoxygéné. Ainsi, 
 il représentait la constitution des composés précédents par les formules suivantes : 
 
 Acide sulfurique S0 2 + H 2 2 . 
 
 Sulfate de potasse S0 2 -fK0 2 . 
 
 Sulfate de plomb S0 2 + Pb0 2 . 
 
 La formule S0 2 -fPb0 2 était appuyée sur le fait de la formation du sulfate de plomb par 
 l'action du gaz sulfureux sur le peroxyde de plomb. 
 
NOTES. lxxxix 
 
 Nous savons aujourd'hui que les 2 atomes d'hydrogène de l'acide sulfurique 
 
 S0 4 H 2 =SO 2 .O 2 H 2 
 
 sont en rapport chacun avec \ atome d'oxygène, et que ces 2 atomes d'oxygène jouent un 
 rôle différent des deux autres , qui sont contenus dans le sulfuryle SO 2 . Ce radical est dia- 
 tomique : il s'unit à 2 atomes de chlore, et le chlorure de sulfuryle, en réagissant sur l'eau, 
 forme l'acide sulfurique : 
 
 S0 1c! S0 1oH ' 
 
 Chlorure de Acide 
 
 sulfuryle. sulfurique. 
 
 L'acide sulfurique apparaît donc comme du sulfuryle uni à 2 groupes OH ou oxhydryle. 
 Longchamp l'envisageait comme du gaz sulfureux (sulfuryle) uni à de l'eau oxygénée 2 H 2 . 
 Assurément ces deux manières de voir sont différentes, mais on conviendra qu'elles ont un 
 point de contact. Il suffit, pour s'en convaincre, de jeter les yeux sur les formules atomiques 
 des sulfates presque identiques avec les formules de Longchamp : 
 
 Acide sulfurique SO s .O*H 2 . 
 
 Sulfate potassique S0 2 .0 2 K 2 . 
 
 Sulfate plombique S0 2 .0 2 Pb". 
 
 NOTE 6, PAGE XXXIV. 
 
 Nous avons fait remarquer que Berzelius envisageait l'acide acétique et ses analogues 
 comme des oxydes de radicaux hydrocarbonés, unis aux éléments de l'eau. L'acide acétique 
 était l'hydrate de trioxyde d'acétyle. Quant à l'acide trichloracétique , il l'envisageait comme 
 une combinaison conjuguée d'acide oxalique et de chlorure de carbone, unie aux éléments de 
 l'eau. On voit que les acides entre lesquels la théorie de substitution signalait des rapports si 
 simples étaient pour Berzelius des composés d'un ordre très-différent. Les formules suivantes 
 font voir ces divergences : 
 
 Formules de Formules de 
 
 substitution. Berzelius. 
 
 Acide acétique C 4 H 3 3 .HO, C 4 H 3 .0 3 + HO. 
 
 Acide trichloracétique C 4 Gl 3 3 .HO, C 2 3 ;C 2 £l 3 + HO. 
 
 Citons d'autres exemples pour donner une idée de la complication des formules dualis- 
 tiques. L'éther perchloré de M. Malaguti était envisagé comme une combinaison double de 
 4 molécule d'acide oxalique anhydre avec 5 molécules de chlorure oxalique (sesquichlorure de 
 carbone). Berzelius nomme cette combinaison oxal-aci-quintichloride. L'éther oxalique per- 
 chloré de M. Malaguti devient un composé de 4 atomes d'acide oxalique et de 5 atomes de 
 sesquichlorure de carbone; Berzelius le nomme oxal-quadraci-quintichloride , et pense qu'on 
 peut l'envisager comme renfermant 3 atomes d'oxal-acichlonde unis à 4 atome d'oxal-aci- 
 bichloride. Les formules suivantes expriment ces singulières conceptions : 
 
 Formules de substitution. Formules de Berzelius. 
 
 Éther C 4 H*0, C 4 H 5 0. 
 
 Éther perchloré C 4 €1 3 0, G 2 O 3 + 5 G 2 €1 3 , oxal-aci-quintichloride. 
 
 Éther oxalique G 2 3 .G 4 H 3 0, G 2 3 + G 4 H 5 .0. 
 
 fe, r , , , f,,A. ^, ni „ r .UG 2 3 +5G 2 €l 3 , oxal-quadraci-quintichloride. 
 
 E.herosahque perchloré. ^^G^^^^^^^^^^ 
 
xc NOTES. 
 
 NOTE 7, PAGE XXXYI. 
 
 Voici en quels termes M. Dumas discute l'opinion qui consistait à envisager la théorie des 
 substitutions comme un cas particulier de la théorie des équivalents : 
 
 « M. Berzelius veut bien accepter ces faits comme un cas particulier sans doute de la théorie 
 des substitutions. 11 partage à cet égard une opinion souvent reproduite en Allemagne et que 
 je n'avais jamais cru nécessaire de réfuter, savoir, que la théorie des équivalents suffisait 
 pour apprendre que l'hydrogène serait remplacé par son équivalent de chlore ou d'oxygène. 
 Je ne saurais dire qui le premier s'est servi de cette objection contre la théorie des substitu- 
 tions, mais je n'ai jamais pu croire qu'elle fît quelque impression sur l'esprit des chimistes. 
 N'est-il pas évident, en effet, que si un corps renferme 8 volumes d'hydrogène, par exemple, 
 la théorie des équivalents sera satisfaite si le chlore les a enlevés sans les remplacer; qu'elle 
 ne le sera pas moins si l'on trouve qu'ils ont disparu et qu'il est resté à leur place % 4, 6 ou 
 8 volumes de chlore, ou bien encore 10, \% ou 20 volumes de ce gaz? En un mot, pourvu 
 que les quantités de chlore et d'hydrogène que le chlore perd ou retient puissent s'exprimer 
 par des équivalents quelconques, la théorie des équivalents s'en contenterait. Il n'en est pas 
 ainsi de la métalepsie... » 
 
 NOTE 8, PAGE XXXVI. 
 
 Berzelius, ayant d'abord envisagé l'acide trichloracétique comme une combinaison copu- 
 lée d'acide oxalique et de sesquichlorure de carbone, a étendu plus tard cette hypothèse à 
 l'acide acétique lui-même, en admettant que cet acide renferme comme copule le groupe 
 C* H 3 • 
 
 Acide trichloracétique C 2 €l 3 . C 2 3 + HO. 
 
 Acide acétique C 2 H 3 . G 2 3 + H 0. 
 
 NOTE 9, PAGE XXXVIII. 
 
 Dans son mémoire sur les chlorures de naphtaline (Annales de Chimie et de Physique, 
 2 e sér., t. LU, p. 275, 1833), Laurent décrit deux composés de la naphtaline, un chlorure 
 solide, Ch 2 -f G 10 H 3 , et un chlorure huileux, auquel il attribue une composition plus compli- 
 quée. Voici comment il s'exprime à l'égard du chlorure solide (p. 281) : «Par la formule Ch 2 
 + G 10 H 3 , on pourrait donner la théorie de la formation de ce composé, en disant que 3 volumes 
 de chlore, en agissant sur un volume de naphtaline C 10 H 4 , le transforment en un chlorure par- 
 ticulier, Ch 2 -j- C 10 H 3 , et dégagent 2 volumes d'acide chlorhydrique. Le corps Ch 2 + G 10 H 3 
 est donc « le chlorure solide d'un hydrogène carboné particulier». 
 
 NOTE 10 ? PAGES XXXIX ET L. 
 
 Les formules suivantes expriment les relations de composition qui existent entre l'am- 
 moniaque et les ammoniaques éthylées : 
 
 [H (C 2 II 3 |C 2 H S (C 2 H S 
 
 Az H Az H Az C 2 H 5 Az C 2 H 5 
 
 (H (H (H IG 2 H 3 
 
 Ammoniaque. Éthylamine. Diéthylamine. Triéthylamine. 
 
NOTES. 
 
 xci 
 
 NOTE 11, PAGES Ll ET LV. 
 
 Lss formules suivantes expriment les idées de M. Williamson sur la constitution des 
 acides, des oxydes et des sels, rapportée a celle de l'eau : 
 
 'AzO> 
 
 gjo, eau. 
 
 H|q hydrate de 
 KJ ' potassium. 
 KJq oxyde de 
 KJ ' potassium, 
 nitrate de 
 
 ÎJJO, eau. 
 (G " 2H !{!0, 'alcool. 
 |ggl]}0,éther. 
 
 (C 2 H 3 ) 
 
 Kj 'potassium. (G 2 H 3 0) j ' acétique. 
 
 0. 
 
 éther 
 
 0, eau. 
 
 ide 
 
 (G 2 H 3 0) aci( 
 
 H ) ' acétique. 
 
 (G 2 H 3 0)| o acétate de 
 Kj ' potassium. 
 
 (C 2 H 3 0) ) n acide acétique 
 
 (C 2 H 3 0) r' anhydre. 
 
 NOTE \ 2, PAGE L1V. 
 
 Dans leur mémoire sur les amides [Comptes rendus, t. XXXVII, p. 86), MM. Gerhardt et 
 (Shiozza ont décrit des amides primaires, secondaires et tertiaires, formées par la substitution 
 
 de \ 
 
 de 2, de 3 radicaux d'acide à 1, 2 ou 3 atomes d'hydrogène de l'ammoniaque 
 
 Amide primaire. 
 
 C 7 H 3 0) 
 Hf Az. 
 H) 
 
 Amide secondaire. 
 
 C 7 H 3 ) 
 C 7 H 3 2 Az 
 H ) 
 
 Amide tertiaire. 
 
 C 6 H 3 S0 2 ) 
 C 7 H 3 Az 
 C 7 H 3 ) 
 
 Benzamide. 
 
 Benzoyl- 
 'salicylamide. 
 
 Dibenzoyl 
 sulfophénylamide. 
 
 Ils font remarquer que l'amide secondaire benzoyl-salicylamide, en solution alcoolique, 
 rougit le tournesol et échange facilement I atome d'hydrogène contre I atome de métal, 
 comme un acide proprement dit. 
 
 NOTE 13/ PAGES LUI ET LIV. 
 
 Les corps doués d'une constitution semblable sont rapprochés, mais non confondus, par 
 la théorie des types. Les propriétés de ces corps doivent nécessairement varier suivant la 
 nature des éléments qu'ils renferment, et peuvent môme passer d'un extrême à l'autre. Ce 
 contraste est pleinement justifié par l'antagonisme des éléments eux-mêmes. C'est ce que 
 montre le tableau suivant. 
 
 EXTRÉMITÉ GAUCHE 
 
 OU POSITIVE. 
 
 TERMES 
 
 INTERMÉDIAIRES. 
 
 EXTRÉMITÉ DROITE 
 
 OU NÉGATIVE. 
 
 1 0, hydrate de potassium. 
 
 Na } ' 
 „ ( 0, hydrate de sodium. 
 
 H } hydrate d'hydrogène 
 H S ' (eau). 
 C2H* ) Q hydrate d'éthyle 
 H ) ' (alcool). 
 
 Cl / n hydrate de chlore 
 H j 'ou acide hypochloreux. 
 C 2 H 3 ) „ hydrate d'acétyle 
 H S ' (acide acétique). 
 
 Suivant l'idée de Gerhardt, les corps constitués d'une manière semblable y sont disposés 
 sur la même ligne horizontale. On y considère l'alcool non comme alcalin et analogue à l'hy- 
 drate de potassium, mais plutôt comme analogue à l'eau, en ce qui concerne sa neutralité. 
 
XCI 
 
 NOTES. 
 
 Dans un tableau publié en 1852 et reproduit dans le mémoire sur les acides organiques anhy- 
 dres, Gerhardt avait placé l'alcool à l'extrémité gauche ou positive. En raison de son impor- 
 tance historique nous croyons devoir reproduire ce tableau : 
 
 Type eau, fi 
 
 Type hydrogène, 
 H 
 H 
 
 EXTREMITE GAUCHE 
 
 OU POSITIVE. 
 
 C 2 H= 
 
 O, alcool. 
 
 CH3 
 
 G2H3 ) 
 
 ( O, éther méthyliq 
 
 Type ac. chlor- 
 H 
 
 hydrique, 
 
 Cl 
 
 Type 
 ammoniaque, 
 
 H) 
 
 H Az 
 
 h) 
 
 C 2 H* 
 
 C 2 H3 } 
 C 2 H« 
 
 hydrure. d'éthyle. 
 
 éthyle 
 
 G 2 H3 ) 
 
 CM 
 
 Éther chlorhydriq. 
 
 C 2 H5 « 
 
 H | Az, éthylamine . . 
 
 h) 
 
 C 2 HS \ 
 
 C 2 H 5 [Az, diéthylamine. 
 
 H ) 
 G 2 H* j 
 
 C 2 H 3 ' Az, triéthylamine. 
 C 2 H* ) 
 
 TERMES 
 
 INTERMEDIAIRES. 
 
 EXTREMITE DROITE 
 
 OU NÉGATIVE. 
 
 G 2 H3 f 
 
 H j 
 
 O, ac. acétique. 
 
 ^C 2 H3 | ac. acétique 
 )C 2 H30i ' anhydre. 
 
 G 2 H3 
 C 2 H30 
 
 O, éther acétique 
 
 G H3 ) u 
 C2H 3 | acétone. 
 
 G 2 H3Q 
 
 acétate ben- 
 
 ' O 
 C 7 H 5 ) ' zoïque. 
 
 .G 2 H30 ) .... . 
 \ _ t aldéhyde. 
 
 ) ) 
 
 G 2 H30 ) ta , 
 
 ;c 2 n3oi acet ^ ie - 
 
 C 2 H3 O ) 
 
 Cl 
 
 chlorur.d'acétylc 
 
 1 G 2 H30 , 
 
 H Az, acétamide. 
 i H 
 
 NOTE lli, PAGE LYII. 
 
 Les formules suivantes font comprendre l'idée des types condensés et des types mixtes et 
 le rôle des radicaux polyatomiques dans les combinaisons rapportées à ces types : 
 
 H ) u 
 
 2 molécules d'eau 
 (type condensé). 
 
 H 
 
 [SO 2 ) 
 H 
 
 ~i& 
 
 (S0 2 )") 02 
 
 h 2 r 
 
 1 molécule 
 d'acide sulfurique. 
 
 
 
 1 molécule d'eau et 1 
 
 molécule d'acide chlorhydrique 
 
 (type mixte). 
 
 H 
 
 SO 2 )" 
 Cl 
 
 
 
 Acide 
 chlorosulfurique. 
 
 NOTE J 5, PAGE LX. 
 
 D'après le système des poids atomiques qu'il avait adopté en 4 815, Berzelius a d'abord 
 envisagé l'oxyde ferrique et l'alumine comme renfermant 1 atome de métal et 3 atomes 
 d'oxygène. Il modifia cette opinion plus tard (1826), attribuant au fer et à l'aluminium des 
 poids atomiques moitié moins grands, et à leurs oxydes les formules Fe" 2 O 3 et Al 2 O 3 encore 
 usitées aujourd'hui. 
 
NOTES. xcm 
 
 NOTE 16, PAGE LX1. 
 
 Voici la composition des acides phosphoriques dans la notation en équivalents. Nous 
 avons placé en regard les formules atomiques. 
 
 Formules équivalentes. Formules atomiques. 
 
 Acide phosphorique PhO 5 , 3 HO, H 3 Ph0 4 . 
 
 Acide pyrophosphorique PhO 5 , 2 HO, H 4 Ph 2 7 . 
 
 Acide métaphosphorique PhO 5 , HO, H PhO 3 . 
 
 NOTE 17, PAGE LXV. 
 
 Le mot poly atomique n'était guère en usage avant l'époque où a été publiée la pre- 
 mière note de M. Wurtz «sur le glycol ou alcool diatomique », bien qu'il ne fût pas absolu- 
 ment nouveau. Dans un mémoire publié en 1845 {Annales de Chim. et de Phys., 3 e série, 
 t. XIII, p. 442), M. Millon avait établi une distinction, d'une part entre les bases monato- 
 miques et les bases polyatomiques, qu'il représentait comme formées de plusieurs molécules 
 d'une base monatomique, d'autre part entre les acides monatomiques et les acides polyato- 
 miques, ces derniers résultant de même de l'union de plusieurs molécules plus simples. 
 J'ajoute que dans ses excellentes Leçons élémentaires de Chimie, 1853, p. 331, M. Malaguti 
 avait substitué la dénomination d'acides monatomiques, diatomiques, triatomiques aux termes 
 plus généralement usités d'acides monobasiques, bibasiques, tribasiques. 
 
 NOTE 18, PAGE LXV. 
 
 Les formules suivantes rendent compte de la formation du glycol et de l'idée énoncée par 
 M. Wurtz concernant les fonctions du radical éthylène : 
 
 C»H«0{ C2H 3 0) 
 
 (C 2 H 4 )"l 2 + ^ =2AgI+(C*Hr O 2 . 
 
 Iodure „ tn ÎE lodure C 2 H 3 
 
 d' éthylène. C 2 H 3 0) d'oxygène. 
 
 2 molécules 1 molécule 
 
 d'acétate d'acétate 
 
 d'argent. d'éthylène. 
 
 On voit que les 2 molécules d'acétate d'argent, perdant % atomes d'argent auxquels se 
 substitue le radical diatomique et indivisible éthylène, sont rivées en une seule molécule de 
 diacétate éthylénique. 
 
 Celle-ci donne le glycol par l'action de la potasse : 
 
 C 2 H 3 0) Slo H) 
 
 (C 2 H 4 )" 2 + ^ =(G 2 H 4 )"J0 2 + 2 r G2H3 £!°l- 
 C 2 H 3 0) kS° h * 
 
 Diacétate éthy- 2 mole- Dihydrate éthy- 2 molécules d'a- 
 
 lénique. cules de lénique (glycol). cétate de potas- 
 
 potasse. sium. 
 
 NOTE 19, PAGE LXVI. 
 
 Les formules suivantes expriment les relations entre l'alcool et le glycol et les acides qui 
 résultent de leur oxvdation : 
 
 G 2 H 5 | C 2 H 3 0) Q (G 2 HM"1 . 2 (G 2 H 2 0)"( 02 (G 2 2 )") Q2 
 
 Ftp Hp H 2 ) U ' H 2 ^ u ' H 2 J U 
 
 Alcool. Acide acétique. Glycol. Acide glycolique. Acide oxalique. 
 
xciv NOTES. 
 
 NOTE 20, PAGES LXXI, LXXÏI ET LXXXV. 
 
 L'oxygène libre est formé de 2 atomes d'oxygène qu'on suppose rivés l'un à l'autre par 
 l'échange de 2 atomicités. Cet échange est marqué dans les formules suivantes par des traits 
 d'union simples ou doubles. 
 
 0=0, H-O-H, H-O-O-H, Cl-0-O-Cl, Cl-O-O-H, CI-0-O-O-H. 
 
 Oxygène Eau. Peroxyde Peroxyde Acide Acide 
 
 libre. d'hydrogène. de chlore. chloreux. chlorique. 
 
 On voit comment les atomes d'oxygène peuvent se souder les uns aux autres pour former 
 une chaîne aux extrémités de laquelle une seule atomicité libre est satisfaite par un élément 
 monatomique tel que le chlore ou l'hydrogène. C'est ce qu'on nomme une chaîne ouverte. 
 
 La chaîne peut être fermée lorsque tous les éléments polyatomiques qui la forment sont 
 soudés entre eux. Il en est ainsi dans certains peroxydes, et, selon toute probabilité, dans 
 l'acide sulfurique anhydre, dans le sulfate de baryum, etc. 
 
 ^Ba S-0 O-S-0 
 
 Ba = Ô-h Ô-Ô Ô-Ba-Ô 
 
 Oxyde de baryum. Peroxyde de baryum. Anhydride sulfurique. Sulfate de baryum. 
 
 Dans ce genre de notation l'atomicité d'un élément se compte par le nombre de traits 
 d'union qui entourent son symbole dans la formule. 
 
 Les formules suivantes, où le carbone apparaît comme tétratomique, indiquent la consti- 
 tution des carbures d'hydrogène saturés, homologues avec le gaz des marais : 
 
 H 
 
 HH 
 
 HHH 
 
 H H H H 
 
 
 H-C-H 
 
 H-C-C-H 
 
 H-C-C-C-H 
 
 H-C-C-C-C-H, 
 
 etc 
 
 H 
 
 H H 
 
 HHH 
 
 H H H H 
 
 
 Gaz des marais. 
 
 Hydrure d'éthyle. 
 
 Hydrure de propyle. 
 
 Hydrure de butyle. 
 
 
 NOTE 21, PAGES LXXII ET LXXIIf. 
 
 Les formules suivantes indiquent les rapports entre les atomes dans les dérivés de l'hy- 
 
 drure d'éthyle: 
 
 
 
 
 H H 
 
 H H 
 
 H H 
 
 H H 
 
 H-C-C-H 
 
 H-C-C-Cl 
 
 H-C-C-OH 
 
 H-C-C-AzH 
 
 i i 
 H H 
 
 i i 
 H H 
 
 H H 
 
 H H 
 
 Hydrure d'éthyle 
 (hydrocarbure saturé). 
 
 Chlorure d'éthyle. 
 
 Hydrate d'éthyle 
 (alcool). 
 
 Éthylamine. 
 
 NOTE 22, PAGE LXXXIV. 
 
 La substitution d'un groupe OH (oxhydryle) à un atome d'hydrogène d'un carbure 
 d'hydrogène engendre un alcool. Celle d'un atome d'oxygène et d'un groupe oxhydryle à 
 3 atomes d'hydrogène engendre un acide. Un acide est donc un corps qui renferme un ou 
 plusieurs groupes C0 2 H (carboxyle) : 
 
 H 3 C-CH 3 , H 3 C-CH 2 .OH, H 3 C-CO.OH. 
 
 Hydrure d'éthyle. Hydrate d'éthyle (alcool). Acide acétique. 
 
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 Le Dictionnaire de Chirie formera deux volumes in -8° d'envifôn 1,500 pages. 
 L'ouvrage paraîtra régulièrement et par fascicules. Le premier fascicule sera mis en 
 vente le 20 octobre prochain. 
 
 ' A R I S . — 3 . CLAYE, IMPRIMEUR, < , RUE SAINT-IJENOIT.