# Grand dictionnaire universel du XIXe siècle/atome s. m. (supplément)

* ATOME s. m. — Encycl. Avant de compléter, dans l’article qui va suivre, celui qui figure dans le premier volume du Grand Dictionnaire, nous croyons devoir présenter quelques observations préliminaires. Rappelons d’abord que l’atomicité et l’affinité sont deux choses bien distinctes. L’atomicité est la propriété que possède un atome d’attirer à lui un plus ou moins grand nombre d’autres atomes. Un exemple fera saisir complètement la valeur de cette définition : on dira que l’atomicité du chlore par rapport à l’hydrogène est un, parce que 1 atome de chlore attire à lui 1 atome d’hydrogène ; que l’atomicité de l’oxygène est deux par rapport à l’hydrogène, parce que 1 atome d’oxygène attire à lui 2 atomes d’hydrogène ; que l’atomicité de l’azote est trois par rapport à l’hydrogène, parce que 1 atome d’azote attire à lui 3 atomes d’hydrogène, et ainsi de suite suivant les cas. Le chlore sera donc considéré comme monoatomique, l’oxygène comme diatomique, l’azote comme triatomique par rapport à l’hydrogène. On remarquera que, dans la fixation de la valeur de l’atomicité, on ne se préoccupe point du plus ou moins d’énergie que manifeste la combinaison, énergie qui se révèle dans le cas de l’affinité par production d’électricité, de chaleur ou de lumière.
L’affinité est la force par laquelle un atome attire un autre atome. Cette force se manifeste dans les cas d’affinité puissante par des phénomènes de chaleur et de lumière ; elle n’est pas proportionnelle au nombre d’atomes attirés. C’est ainsi que le chlore, dont 1 atome ne peut attirer que 1 atome d’hydrogène, donne, avec ce dernier corps, une réaction violente sous l’influence de la lumière solaire directe. Il se produit une forte détonation avec vive lumière, et cela indique une grande affinité ; ce qui n’empêche point l’atomicité du chlore d’être faible pour l’hydrogène, si on la compare à celle de l’azote, dont 1 atome peut fixer 3 atomes d’hydrogène.
Dans la chimie moderne, telle que l’ont faite les travaux de Dalton, Gay-Lussac, Dulong, Petit et Würtz, pour ne citer que quelques noms, 1 atome constitue « la plus pente quantité d’un élément qui puisse exister dans un corps composé comme masse indivisible par les forces chimiques ; 1 molécule constitue uu groupe d’atomes et représente la plus petite quantité d’un corps simple ou composé qui puisse exister à l’état libre, entrer dans une réaction et en sortir. »
L’atomicité de l’oxygène, de l’azote, du carbone, etc., pour l’hydrogène pris comme terme de comparaison, est fixe. Le chlore, le brome et l’iode, qui s’unissent à l’hydrogène atome à atome et peuvent le remplacer dans de nombreuses combinaisons, ou même fonctionner comme monoatomiques dans des combinaisons métalliques où l’hydrogène n’entre pas, sont considérés comme monoatomiques par rapport à l’hydrogène ; mais un corps simple pouvant s’unir en plusieurs proportions avec un autre corps simple, l’atomicité de ces corps ne saurait être absolue ou, en d’autres termes : « parce que le chlore se combine atome à atome avec l’hydrogène et que le phosphore par rapport à l’hydrogène est triatomique, il n’en faut pas en conclure que le phosphore est également triatomique vis-a-vis du chlore. » Le phosphore est, en effet pentatomique vis-à-vis du chlore dans le composé Ph,Cl$^5$ (perchlorure de phosphore).
On pourrait citer une foule d’exemples analogues à celui qui précède, notamment ceux que fournissent les combinaisons de l’iode, de l’azote, etc. De là il faut conclure que l’atomicité d’un élément ne peut être considérée comme absolue et qu’il n’y a pas lieu de s’occuper de la recherche de cette atomicité idéale. Il suffit de déterminer l’atomicité que chaque élément possède dans une combinaison donnée.
On peut, en se basant sur l’atomicité des corps simples, donner une classification plus rationnelle que celle qui a cours encore aujourd’hui et qui divise ces corps en métalloïdes et métaux, ce qui, de l’avis de M. Würtz, est absolument arbitraire. M. Dumas, se fondant sur ceci, que c’est la faculté de combinaison qui détermine la forme générale des composés, avait divisé les métalloïdes en groupes ou familles d’éléments semblables par la constitution de leurs composés. Dans la famille du chlore, il avait classé les éléments monoatomiques, le fluor, le chlore, le brome, l’iode ; dans celle de l’oxygène, il comprenait les éléments diatomiques, l’oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure ; dans celle de l’azote figuraient les éléments triatomiques, azote, phosphore, arsenic, auxquels on peut joindre le bore, que M. Dumas classait dans la série tétratomique ou famille du carbone, qui ne peut comprendre aujourd’hui, parmi les métalloïdes, que le carbone et le silicium.
Cette classification rationnelle, acceptée par M. Dumas et conservée par les partisans de la théorie atomique peut s’étendre aux métaux ; mais, en l’état actuel de la science, elle reste insuffisante, par la raison qu’une grande quantité de combinaisons sont encore imparfaitement étudiées, et « aussi, dit M. Würtz, parce que plusieurs métaux offrent un cachet d’individualité marquée, présentent certains points de ressemblance avec des métaux dissemblables et forment quelquefois le noyau de plusieurs groupes de métaux. »
Toutefois, si l’on prend pour atomicité d’un métal celle qu’il accuse dans ses combinaisons les plus importantes, on peut donner, sous certaines réserves qui seront indiquées ci-dessous, la classification suivante qui comprend les corps simples, métaux et métalloïdes.
Les corps simples monoatomiques se divisent en deux groupes : l’un comprenant les éléments négatifs analogues au chlore, et qui sont : le chlore, le fluor, le brome et l’iode ; l’autre comprenant les éléments positifs analogues à l’hydrogène, et qui sont : l’hydrogène, le lithium, le sodium, le potassium, le césium, le rubidium, l’argent, l’or et le thallium.
On remarquera que l’iode, l’or et le thallium, dont les poids atomiques sont plus élevés que ceux des autres éléments de cette série, sont tantôt monoatomiques, tantôt triatomiques.
Les corps simples diatomiques ou qui jouent dans leurs combinaisons principales le rôle d’éléments diatomiques peuvent se diviser en deux groupes : le groupe négatif, comprenant l’oxygène, le soufre, le sélénium, le tellure ; le groupe positif, comprenant le calcium, le strontium, le baryum, le plomb. Quelques-uns de ces éléments, dont le poids atomique est assez élevé, sont fréquemment triatomiques ; ce sont le sélénium, le tellure et le plomb.
On compte encore un certain nombre de métaux qui se conduisent comme diatomiques dans leurs combinaisons les plus importantes. Tel est le cas du magnésium, du zinc, du cobalt, du nickel et du fer. Ce dernier métal forme lui-même le centre d’un groupe qui comprend le manganèse et le chrome d’une part, et de l’autre l’aluminium. Toutefois, les derniers métaux que nous venons de nommer manifestent souvent plus de deux atomicités ; c’est ainsi que le manganèse et le chrome sont ou tétratomiques ou hexatomiques dans plusieurs de leurs combinaisons.
Dans la catégorie des éléments triatomiques, on peut classer l’azote, le phosphore, l’arsenic, l’antimoine, le bismuth. On remarquera que tous ces éléments sont triatomiques dans leurs combinaisons les plus importantes, mais donnent tous des composés dans lesquels ils se conduisent comme pentatomiques.
La catégorie des éléments tétratomiques comprend le carbone, le silicium, le titane, l’étain, le tantale et le zirconium, qui dans leurs combinaisons les plus importantes manifestent quatre atomicités.
Parmi les métaux hexatomiques, nous pouvons placer le tungstène et le molybène.
Enfin, les métaux du groupe platine manifestent leurs atomicités diverses. Le platine est diatomique et tétratomique, ainsi que le palladium ; l’iridium et le rhodium sont triatomiques. L’osmium et le ruthénium manifestent, suivant les cas, deux, quatre ou six atomicités.
Nous avons dit plus haut qu’une molécule constitue un groupe d’atomes ; le poids moléculaire représente donc celui de tous les atomes qui se sont unis pour constituer cette molécule. Or, d’après Gerhardt, les molécules de tous les corps gazeux occupent deux volume de vapeur si un atome d’hydrogène occupe un volume ; il suit donc de là que le poids moléculaire de tout corps capable de prendre l’état gazeux est donné par sa double densité prise par rapport à l’hydrogène.
Les poids atomiques, c’est-à-dire les rapports des poids des atomes entre eux, ne peuvent s’établir qu’après détermination des poids moléculaires. Ils se déduisent de ces derniers par des considérations très-simples et équivalent à très-peu de choses près à la densité des éléments, l’hydrogène étant pris comme unité.
Le tableau suivant fera saisir la justesse de cette remarque, qui est due à Gay-Lussac.
| noms des corps simples. | densité rapportée à l’hydrogène. | poids atomique. |
| Hydrogène | 1 | 1 |
| Oxygène | 15,09 | 16 |
| Azote | 14 | 14 |
| Souffre à 1,600° | 32 | 32 |
| Chlore | 35,2 | 35,2 |
| Brome | 77,8 | 80 |
| Iode | 125,8 | 127 |
Ainsi, les poids moléculaires se confondent avec les doubles densités rapportées à l’hydrogène, et les poids atomiques des corps simples correspondent à très-peu de chose près, pour ceux qui peuvent prendre l’état de vapeur, à leur densité rapportée à celle de l’hydrogène.
Nous ne reviendrons pas sur l’histoire des recherches, tâtonnements et découvertes qui ont amené les chimistes modernes à substituer la théorie atomique à celle des équivalents, cette partie intéressante ayant été traitée dans le premier volume de cet ouvrage au mot atome, et nous continuerons cet article en donnant, d’après M. Würtz, quelques indications sommaires sur les méthodes expérimentales qui ont permis de fixer les poids relatifs des atomes.
C’est Berzélius qui le premier a fourni des déterminations exactes de poids atomiques. Ce chimiste, en étudiant de près les chiffres fournis en 1807 par Dalton, reconnut qu’ils contenaient des erreurs et résolut de les rectifier. Il se mit au travail et déduisit de ses propres expériences, faites et contrôlées avec le plus grand soin, les poids atomiques et moléculaires de plus de deux mille corps simples et composés.
Rappelons que le poids atomique d’un élément se déduit de la composition d’une ou de plusieurs de ses combinaisons et qu’il faut que cette combinaison soit nettement définie et pure de tout mélange. Dans le cas de la détermination du poids atomique d’un métal, par exemple, dans le cas où l’on veut déduire ce poids atomique d’un des oxydes de ce métal, il faut que l’oxyde soit pur et que sa constitution atomique soit connue. Par l’analyse ou la synthèse de l’oxyde on obtient sa composition centésimale ; mais pour exprimer en rapports atomiques ces rapports centésimaux, il convient de savoir, dans le cas où le poids atomique de l’oxygène est pris pour unité, combien l’oxyde analysé renferme d’atomes d’oxygène pour un atome de métal. De toutes ces données, on déduit le poids atomique du métal.
Berzélius, comme nous l’avons dit plus haut, prenait l’oxygène pour unité et procédait par les méthodes suivantes : 1$^o$ il préparait un poids déterminé de métal rigoureusement pur, puis il l’oxydait et obtenait par cette synthèse la composition de l’oxyde ; 2$^o$ il réduisait par l’hydrogène un poids déterminé d’oxyde et obtenait par cette analyse la composition de l’oxyde ; 3$^o$ enfin, dans les cas où il lui était impossible soit de réduire l’oxyde par l’hydrogène, soit d’oxyder le métal, soit encore d’obtenir pur le métal qu’il voulait oxyder, il se rabattait sur l’analyse d’un sel. Dans ce dernier mode de détermination, les poids atomiques des autres éléments étant connus ainsi que la constitution atomique du sel, il obtenait facilement le poids atomique du métal.
Les méthodes employées par Berzélius ont été perfectionnées par MM. Marignac, Dumas, Pelouze, Stas et autres chimistes, qui les ont amenées à un degré de perfection qui ne laisse rien à désirer. M. Dumas a particulièrement étudié cette question et posé, à la suite de nombreuses expériences, quelques principes qui peuvent se formuler comme suit :
« Il faut, dit-il, dans cet ordre de recherches, se préoccuper surtout de deux choses : du choix de la réaction, qui devra être bien nette, et de l’état de pureté de la substance avec laquelle on fait l’expérience. » De l’avis de M. Dumas, ce second point présente des difficultés qu’il est souvent malaisé de surmonter. Pour s’assurer de la pureté de la substance sur laquelle on opère, il convient, suivant ce chimiste, d’employer cette substance par doses progressives, c’est-à-dire de déterminer l’équivalent successivement avec 1, 2, 4, 8 grammes de matière, par exemple. Si la matière est pure, il arrive un moment où les rapports trouvés deviennent invariables, les causes d’erreur inhérentes à l’opération agissant toujours dans le même sens. Si, au contraire, la matière est impure, des discordances se manifestent dès les premières opérations. »
La détermination des rapports pondéraux suivant lesquels deux corps se combinent peut se faire, comme on vient de le voir, par analyse ou par synthèse. M. Stas a considérablement perfectionné les méthodes employées et il recommande, quelle que soit la marche adoptée, analyse ou synthèse, de varier les expériences et de n’accepter un résultat que lorsqu’il a été obtenu par plusieurs procédés. On aura une idée de la rigueur avec laquelle ce chimiste obtient ses résultats quand on saura qu’ayant fait, par cinq méthodes différentes, la détermination du poids atomique de l’azote, il obtint cinq chiffres qui ne présentaient qu’un écart de 1/4000 de la valeur de ce poids.
La détermination des poids atomiques de certains éléments est d’une importance exceptionnelle, et la plus petite erreur commise dans l’évaluation de ceux de l’oxygène, du chlore, du brome, de l’argent et du carbone, par exemple, peut amener dans l’évaluation des poids atomiques ou de la composition de certains corps des erreurs importantes. Il suffira, pour établir l’exactitude de cette assertion, de rappeler que la détermination des poids atomiques d’un grand nombre de métaux se fait à l’aide des oxydes ou des chlorures de ces métaux ; que le carbone figure dans les composés organiques et que la connaissance exacte de son poids atomique est indispensable pour fixer d’une manière certaine la formule de ces composés.
Afin de donner une idée des méthodes employées par les chimistes modernes pour obtenir les poids atomiques, nous allons relater ici les expériences faites pour la détermination des poids atomiques de l’oxygène, de l’argent, de l’azote, du carbone et du plomb. Nous rappelons, avant de commencer, que le poids atomique de l’hydrogène est l’unité à laquelle on rapporte tous les autres.
1$^o$ Oxygène. Berzélius et Dulong ont les premiers pratiqué la synthèse exacte de l’eau par la méthode des poids. Ils prirent un poids donné d’oxyde de cuivre qu’ils réduisirent par l’hydrogène et recueillirent l’eau formée. La perte de poids subie par le cuivre donnait l’oxygène enlevé, et ce poids déduit de celui de l’eau donnait le poids de l’hydrogène ayant servi à la réduction. Ces expériences établirent que 100 d’oxygène se combinent avec 12,48 d’hydrogène ou, en d’autres termes, que, pour brûler 1 d’hydrogène, il faut 8,012 d’oxygène.
M. Dumas, en 1842, c’est-à-dire vingt-trois ans plus tard, reprit la même expérience, mais s’entoura de précautions multiples, afin d’éviter les causes d’erreur qui avaient pu entacher d’inexactitude le chiffre obtenu par ses prédécesseurs, Berzélius et Dulong. L’hydrogène qui devait servir à la réduction fut préparé au moyen de zinc pur et d’acide sulfurique distillé et convenablement étendu. Le gaz, avant d’être dirigé sur l’oxyde de cuivre, passait dans une série de tubes en U contenant diverses substances destinées soit à lui enlever l’hydrogène sulfuré et arsénié qu’il aurait pu contenir, soit à le dessécher. Enfin le gaz arrivait sur l’oxyde de cuivre placé dans un ballon de verre. Ce ballon était chauffé au moyen d’une lampe à alcool et l’eau formée était recueillie dans un récipient, à la suite duquel se trouvait une série de tubes en U remplis de chlorure de calcium et de pierre ponce mouillée d’acide sulfurique monohydraté, le tout ayant pour but de fixer l’eau qui, par évaporation, aurait pu s’échapper du récipient.
Cette expérience a été plusieurs fois répétée sur des quantités relativement considérables, puisqu’on a pu obtenir de 15 à 70 grammes d’eau. Ces synthèses ont établi que 100 parties d’oxygène se combinent avec 12,5150 d’hydrogène, ce qui conduit en adoptant, comme l’a fait M. Dumas, le chiffre de 12,50, au rapport exact de 1 : 8. L’eau étant formée de 2 parties d’hydrogène et de 16 parties d’oxygène, le chiffre 16 représente le poids atomique de l’oxygène. On a élevé quelques doutes sur l’exactitude de ce chiffre, et M. Stas affirme notamment que le poids atomique de l’oxygène ne dépasse pas 15,96. Cet écart, si léger qu’il paraisse, n’est pas sans influence sur la détermination des poids atomiques de certains corps qui sont, comme le chlore, l’azote, l’argent, le brome, l’iode, etc., solidaires de l’oxygène en ce qui touche la détermination de leur poids atomique. On adopte toutefois le chiffre donné par M. Dumas.
2$^o$ Argent. Le poids atomique de ce métal est, ainsi que ceux du chlore et du potassium, solidaire de celui de l’oxygène. Il a été déterminé par quatre séries d’expériences conçues de telle sorte que chacune d’elles pût donner un résultat propre et indépendant de ceux que fournissaient les autres.
La première détermination obtenue par la synthèse du sulfure d’argent et l’analyse du sulfate a donné pour résultat 107,920.
La seconde, pratiquée par la synthèse de l’iodure d’argent et l’analyse de l’iodate, a donné 107,928.
La troisième, faite au moyen de la synthèse du bromme d’argent et de l’analyse du bromate, a donné 107,921.
Enfin la quatrième, déduite de la synthèse du chlorure, d’argent et de l’analyse du chlorate, a conduit au chiffre de 107,937.
Ces chiffres représentent les moyennes des résultats obtenus. C’est à M. Stas que l’on doit la détermination rigoureuse du poids atomique de l’argent. Ce chimiste, qui se distingue par le choix intelligent de ses méthodes et par la rigueur avec laquelle il conduit ses expériences, obtenait l’argent pur au moyen du procèdé suivant : il réduisait par le sulfite d’ammonium une solution ammoniacale d’azotate d’argent contenant 2 pour 100 de son poids de métal. La réduction commencée à froid se terminait entre 60° et 70°, et l’argent précipité sous forme de dépôt blanc grisâtre, brillant et cristallin était débarrassé du cuivre, qui restait en dissolution à l’état de sulfite cuivreux ammoniacal. Enfin l’argent était séché, puis fondu dans un creuset de Paris, avec 5 pour 100 de borax et quelques grammes de nitrate de sodium. Nous ne ferons point l’exposé de toutes ces expériences et nous nous contenterons de relater celles de la quatrième série, qui comprend la synthèse du chlorure d’argent et l’analyse du chlorate.
M. Stas a effectué la synthèse du chlorure d’argent par deux procédés. Le premier consistait à brûler l’argent dans le chlore, le second à précipiter une solution d’azotate d’argent par l’acide chlorhydrique. Avant de pratiquer l’analyse du chlorate, M. Stas préparait lui-même ce composé en traitant le carbonate d’argent ou l’oxyde de ce métal suspendu dans l’eau par le chlore. Il obtenait ainsi du chlorure et de l’hypochlorite d’argent. Ce dernier composé étant soluble, il décantait la liqueur et obtenait, par décomposition spontanée, du chlorure d’argent qui se déposait, tandis que le chlorate restait en solution et pouvait être obtenu par évaporation en cristaux inaltérables à l’air. Toutes ces opérations étaient exécutées dans l’obscurité, afin de soustraire à l’action de la lumière les composés argentiques.
M. Stas réduisait ensuite le chlorate d’argent ainsi préparé par l’acide sulfureux et déterminait le poids du chlorure obtenu. On voit, par l’exposé rapide de ces expériences, avec quel soin les opérations étaient conduites et quelle précision on pouvait en attendre. Les chiffres cités plus haut témoignent d’ailleurs en faveur de l’exactitude des résultats obtenus, car ils ne présentent, bien que donnés par des expériences différentes, que des écarts négligeables.
3$^o$ Azote. Le poids atomique de l’azote primitivement déduit de sa densité, qu’avaient très-exactement déterminée MM. Dumas et Boussingault, a été donné par M. Marignac au moyen de trois séries d’expériences. La première reposait sur la synthèse du nitrate d’argent et consistait à dissoudre un poids donné d’argent pur dans l’acide azotique, puis à peser l’azotate d’argent fondu. M. Marignac déduisait le poids atomique de l’azote de ceux de l’argent et de l’oxygène supposés connus. Cette première expérience lui donna 14,001. La seconde expérience consistait à déterminer d’une façon exacte la quantité d’azotate d’argent nécessaire pour précipiter complètement un poids donné de chlorure de potassium. Le poids moléculaire de l’azotate d’argent étant ainsi déterminé par la connaissance de celui du chlorure de calcium, il en déduisait facilement le poids atomique de l’azote. Cette réaction lui donna 14,057. La troisième expérience consistait à dissoudre un poids donné d’argent pur dans l’acide azotique, puis à fixer rigoureusement la quantité de chlorure d’ammonium nécessaire pour précipiter l’argent. En retranchant du poids moléculaire du chlorure d’ammonium (H$^4$AzCl) les poids atomiques de H$^4$ et de Cl, M. Marignac obtint 14,015 pour poids atomique de Az.
M. Stas a déterminé le poids atomique de l’azote dans une série d’expériences qu’il serait trop long de rappeler ici. De celles qui ont roulé sur la synthèse de l’azotate d’argent, il a conclu au chiffre de 14,042.
4$^o$ Carbone. Berzélius avait le premier calculé le poids atomique du carbone en analysant le carbonate de plomb. Il reprit cette détermination en déduisant ce poids atomique de la densité de l’oxygène et de celle de l’acide carbonique, après que MM. Biot et Arago eurent rigoureusement fixé la densité de ces gaz. Il adopta, car il faisait l’oxygène égal à 100, le nombre de 76,438. Ce chiffre devient 12,33 si l’on prend l’hydrogène pour unité. MM. Dumas et Stas reprirent les travaux de Berzélius et montrèrent que le chiffre obtenu par le chimiste suédois était un peu plus élevé qu’il ne convenait et devait être ramené à 12,00. Le poids atomique du carbone est donc, suivant ces derniers chimistes, dont le chiffre est adopté sans conteste aujourd’hui, douze fois plus élevé que celui de l’hydrogène.
MM. Dumas et Stas ont obtenu ce résultat par la synthèse de l’acide carbonique. Ils prirent un poids donne de diamant (carbone cristallisé) ou de graphite, le brûlèrent dans l’oxygène pur et recueillirent l’acide carbonique par la potasse, qui fut pesée. Ils déduisirent du poids atomique de l’oxygène, qui est connu, comme nous l’avons vu plus haut, le poids atomique du carbone. Dans les expériences où ils employèrent le graphite, soit naturel, soit artificiel, ils prirent soin de le purifier par calcination au rouge dans une atmosphère de chlore. Le graphite ou le diamant était placé dans une nacelle de platine soigneusement tarée, et le tout était introduit dans un tube de porcelaine chauffé au rouge. L’oxygène qui devait brûler ces substances était préparé avec le plus grand soin et traversait, avant d’arriver au tube de porcelaine, des tubes en U dans lesquels il était débarrassé, au moyen de la potasse et de la ponce sulfurique, de l’acide curbonique et de l’humidité qu’il pouvait contenir. A la sortie du tube de porcelaine étaient disposés un nouveau tube en U rempli de ponce
sulfurique, puis des boules de Liebig contenant une lessive de potasse, enfin d’autres tubes chargés de ponce alcaline et de fragments de potasse. Cette expérience, exécutée avec le plus grand soin, a donné pour poids atomique du carbone, déduit de la constitution de l’acide carbonique formé, le chiffre 12, que les chimistes modernes ont adopté.
MM. Dumas et Stas ont contrôlé ce résultat par l’analyse de composés organiques bien connus, la benzine, le camphre, la naphtaline, et ont constaté l’exactitude du chiffre obtenu au moyen de la synthèse de l’acide carbonique.
5$^o$ Plomb. Berzélius détermina le poids atomique du plomb par la réduction de l’oxyde plombique pur au moyen de l’hydrogène. Il avait procédé de même pour la détermination du poids atomique du cuivre. Il trouva pour le plomb 207,43. Dans ses travaux récents, M. Stas a rectifié ce chiffre. Il se proposa de contrôler le résultat obtenu et considéré jusqu’à lui comme exact, en cherchant combien un poids donné de plomb fournit d’azotate. Pour obtenir le plomb parfaitement pur, ce qui présente de réelles difficultés, mais est indispensable dans l’expérience dont nous parlons, il réduisit le carbonate de plomb par le cyanure de potassium et fondit à nouveau le métal avec une nouvelle quantité du même cyanure. Le plomb obtenu pur, il le convertit entièrement en nitrate, puis le sécha et enfin le pesa, après l’avoir chauffé pendant plusieurs jours à 140° dans un courant d’air. Le chiffre donné par cette expérience est de 206,020.
Nous terminerons cet article par quelques mots sur les volumes atomiques et moléculaires.
On désigne sous le nom de volumes moléculaires des corps composés les volumes qu’occupent des quantités de ces corps proportionnelles aux poids moléculaires.
On entend par volumes atomiques des corps simples les volumes qu’occupent des quantités de ces corps proportionnelles aux poids atomiques.
Les volumes moléculaires sont donc les quotients des poids moléculaires par les densités, et les volumes atomiques les quotients des poids atomiques par ces mêmes densités.
« La matière, dit M. Wùrtz. n’est pas uniformément répandue dans l’espace ; elle n’est ni continue ni homogène dans des volumes égaux des différents corps. En un mot, les atomes et les molécules qui la constituent ne se touchent pas, mais laissent entre eux des espaces plus ou moins grands. Les volumes atomiques ne représentent donc pas les volumes relatifs qu’occupent les atomes proprement dits, mais comprennent en même temps les espaces interatomiques. Cette remarque s’applique aussi aux volumes moléculaires. »
L’expérience démontre, en effet, que les gaz seuls renferment à volume égal le même nombre de molécules et que, par suite, à quelques exceptions près, les volumes qu’occupent les différentes molécules gazeuses sont les mêmes.
On constate qu’une molécule d’hydrogène (HH) occupe un même volume qu’une molécule d’essence de térébenthine réduite en vapeur, bien que cette dernière renferme C$^{10}$H$^{16}$. Pour expliquer ce phénomène, il faut admettre que les molécules gazeuses sont à de grandes distances les unes des autres et que ces distances peuvent diminuer ou s’accroître suivant les cas.
Les molécules des corps liquides et solides sont, elles aussi, placées dans les corps à une certaine distance. Cette distance est beaucoup moins grande que celle qui sépare les molécules gazeuses, mais elle est appréciable. De la façon inégale dont les molécules sont distribuées dans les corps liquides et solides, il résulte qu’on ne saurait, comme on peut le faire pour les gaz, constater des rapports simples entre les poids moléculaires et les densités, et, par suite, déterminer avec précision les volumes atomiques. Les densités des liquides sont, d’ailleurs, plus comparables entre elles que les densités des solides, ce qui permettrait jusqu’à un certain point de comparer leurs volumes atomiques, sous la reserve, toutefois, de prendre ces corps dans des conditions physiques analogues, c’est-à-dire à même température et sous même pression. La détermination des volumes moléculaires des liquides a été tentée par M. Hermann Kopp, qui a fait sur ce point e très-importantes recherches. Nous devons dire, toutefois, que les chiffres obtenus par M. Kopp, si ingénieuses que soient les méthodes par lui employées, ne sont généralement regardés que comme approximatifs.