Ces atomes sont bougés dans la vacuité infinie,
séparés les uns des autres et différents entre soi
dans des figures, des tailles, une position et un ordre;
quand les uns ont été surpris aux autres ils heurtent
et certains sont expulsés
grâce à secouées au hasard dans toute direction,
tandis que les autres,
en entrelaçant mutuellement dans une consonance
avec la congruence de ses figures, de tailles,
des positions et des mises en ordre,
ils se maintiennent unis
et ainsi ils provoquent la naissance des corps composés.
Democrito – Simplicio, De lui tombe 242, 21
Des atomes selon le modèle átomico de Dalton
La chimie commençait à avoir déjà des lois fondamentales qui permettaient d'étudier beaucoup mieux les réactions chimiques, les composés et les éléments. Mais, la question qui nous n'avait pas été encore résolue était : les éléments, ces substances qui ne pouvaient pas se décomposer, dont ils étaient formés ? Qu'est-ce qui distinguait à l'hydrogène du soufre ? Ou au fer ou de l'oxygène ?
Au XIVe Siècle aC, le Moustique de Sidón, un penseur d'origine phénicienne a posé pour la première fois la pensée atomista que tout de suite les philosophes grecs récupéreraient, 1000 ans plus tard, presocráticos Leucipo (le Ve siècle) et son apprenti Demócrito de Abdera (470/460aC - 360/370aC) fondateur de l'école atomista. Cette école défendait le concept de que toute la matière est formée par un mélange d'éléments originaires immuables et éternels, infiniment petits, imperceptibles par les sens et indivisibles. Ce concept naît de la vision du monde que le ténia Democrito, pour lequel la réalité est divisée en deux éléments ou causes : Ce qui est (ο ν), formé par les atomes (du latin atomum, et celui-ci du grec qu'il signifie sans parties) éternels et indivisibles; et ce qui n'est pas (ο ηον), représenté par la vacuité. Malgré bien dirigées qu'allaient ses idées, il n'avait pas de fondement scientifique et je reste éclipsée par la théorie aristotélica des quatre éléments.Es connu aussi, que parallèlement en Inde, le philosophe et l'alchimiste Kanada (~600aC) représentait déjà la pensée atomista et il a fondé l'école philosophique Vaisheshika à la fin du VIIe siècle que bien que tu différencies un ténia dans quelques points de vue, comme le théologique, beaucoup de similitudes avaient aussi l'école atomista de Demócrito, comme par exemple, du point de vue physique.
Ils ont passé les siècles et, comment nous avons vu dans le chapitre des éléments, le modèle aristotélico n'a pas commencé à chanceler jusqu'à un bien rentré le XVIIIe siècle grâce aux avances de Boyle, de Lavoisier et de Proust. Au début de 1800, il s'est mis à la mode en Angleterre d'inhaler un oxyde nitreux et inclus on faisait “des veillées du gaz du rire”, dans que que des volontaires inhalaient le gaz pour amuser le public des balancements. Le curieux de cela, c'est qu'ils ne se sont pas rendus de compte de ce que l'oxyde nitreux, à une partie, d'être une drogue "amusante", on pouvait aussi utiliser comment anesthésique jusqu'à 1846. À la fin de 1799, le jeune homme Humphry Davy (1778 – 1829) a déposé dans l'Institution Réelle de Londres comment le professeur de Chimie et peu après, est devenu connu pour découvrir le potassium, le sodium, le magnésium, le calcium, le strontium et l'aluminium, l'un derrière l'autre. Le secret de sa productivité résidait à une technique qu'il a conçue en appliquant une électricité aux substances et à celle qui a appelé une électrolyse. Sa dépendance a aussi malheureusement passé à la postérité au gaz du rire (3 ou 4 séances par jour); et on croit que c'était la cause de sa mort en 1829.
La chimie avait avancé, mais le manque d'institutions scientifiques, les médias et d'organisation avait compliqué son développement; et au début du XIXe, il était plus pour les hommes d'affaire (tu teins, carbones, …) que pour les hommes de science. Malgré ce manque de communication, il y avait une série de personnages en travaillant dans elle avec plus de sérieux que Davy.
Nous récupérons Robert Boyle dans ce point, pour faire une incision dans ses études des gaz. En 1659, avec l'aide de Robert Hooke, il a amélioré la pompe aspirante d'Otto von Guericke en créant la machine Boyleana ou la machine pneumatique qui lui a permis de faire une multitude d'expériences dans la vacuité. Le premier a été de démontrer l'idée de Galiléen dont, dans la vacuité, une plume et un morceau de plomb ils tombent à la même vitesse. Il a aussi démontré que le son n'est pas transmis dans la vacuité, mais la découverte la plus importante a consisté en ce que le volume occupé par un gaz est inversement proportionnel sous la pression à laquelle il est soumis et laquelle si nous arrêtons d'exercer une pression, le gaz récupère son volume original. Cette relation de proportionnalité est connue aujourd'hui comme la loi de Boyle et il l'a mené à récupérer les idées de Demócrito sur les atomes. Boyle est arrivé à la conclusion de ce que l'air compressible était formé par des particules minuscules séparées par un espace vide et que, après avoir appliqué une pression, nous réduisions cet espace entre des particules et par cela ils réduisaient le volume. Toutes ces idées de fueron publiées dans son oeuvre New Experiments PhysicoMechanical touching the spring of air and its effects – de Nouvelles expériences physiques-mécaniques sur l'élasticité de l'air et de ses effets – et j'occupe un papier important dans la conception atomique de la matière.
Un siècle après, est apparu John Dalton (1766 – 1844), naturaliste, un chimiste, un mathématicien, un météorologue britannique et un professeur, entre les autres, de James Prescott Joule (un fameux par ses études du magnétisme et de la conservation d'énergie). Il souffrait d'une maladie étrangère connue comme acromatopsia, l'impossibilité de distinguer les couleurs, et il l'a étudiée dans une profondeur en arrivant à publier “des Faits extraordinaires relatifs à la Vision de Couleurs” en 1794. Plus loin, cette maladie a été nommée daltonisme dans son honneur.
Son intérêt spécial à la météorologie l'a mené à réaliser nombreux des observations et des mesures, un pardessus, relatives à l'atmosphère. Il a découvert que la pluie était causée par un changement de température et non de pression, comme elle se croyait jusqu'à présent. Cependant, ce qui fascinait plus une ère comme l'atmosphère avait une apparence si homogène en étant un mélange de gaz - un mélange homogène d'azote, d'oxygène et de vapeur d'eau entre les autres, comme nous voyions dans le premier chapitre – d'une densité distincte c'est-à-dire que quelques gaz pesaient plus que les autres. En suivant dans cette ligne, il a découvert que différents échantillons d'air, pris à des hauteurs distinctes, montraient la même proportion de chaque les uns des gaz qui le composaient, quand le logique était de penser que les gaz comme l'oxygène qui pesaient moins il flotterait au-dessus de ceux qui pesaient comme l'azote, de la même façon que l'huile flotte au-dessus de l'eau. Si Dalton avait pu obtenir des échantillons d'air à des hauteurs supérieures, il y aurait eu un compte de que la composition si qui varie. Son intérêt dans le sujet et ses nombreuses observations ils ont porté ses fruits : en 1803, elle a postulé, la loi de pressions partielles qu'il établissait que la pression d'un mélange de gaz qui ne réagissent pas entre ceux-ci, est égale à la somme des pressions partielles qui exercerait chacun des gaz s'ils occupaient tout l'espace à une température constante.
Dalton accumulait beaucoup de données expérimentales et il a essayé de chercher, le modèle capable de les expliquer. Curieusement, le premier qui a a étudié ses données a consisté en ce que les éléments pouvaient se combiner avec des relations distinctes simples de proportionnalité et en ce que chaque combinaison donnait lieu à différent composé; et qu'il a postulé comme la loi de proportions multiples.
Une loi de proportions multiples
Quand deux éléments se combinent, si nous prenons une quantité fixe de l'un des éléments, en variant la quantité du deuxième nous obtenons différents composés et cette quantité est proportionnelle à celle du premier élément dans un nombre entier simple.
Si nous combinons le carbone avec l'oxygène avec une proportion de masses de 3 de carbone et 8 d'oxygène, nous obtenons le Dioxyde de Carbone (CO2, le gaz que nous expulsons après avoir respiré); cependant, si nous combinons 3 de carbone avec 4 d'oxygène, nous obtenons le Monoxyde de carbone (CO, un gaz vénéneux).
Dans ce moment, Dalton avait à trouver une théorie qui était capable d'expliquer et d'unifier les 3 lois qui formaient la base de la Chimie de l'époque : la loi de composition constante de Proust, la loi de conservation de la masse de Lavoisier et sa loi récente de proportions multiples. Mais la recherche a terminé avec la présentation une théorie atomique en 1808, un modèle qui expliquait les 3 lois et les phénomènes observés dans les gaz; et de qui nous pouvons détacher les suppositions suivantes :
Une théorie atomique de Dalton
I Toute la matière se compose des particules indestructibles et extrêmement petites qu'appelées des atomes. Les réactions chimiques impliquent une remise en ordre d'atomes, ni croyez-vous que des atomes ni sont détruits.
II Les atomes du même des éléments sont semblables dans une masse et d'autres propriétés, mais ils sont différents des atomes d'autres éléments.
III Après être combiné dans des composés les atomes maintiennent quelques proportions simples; et différents proportionnez s de chaque type d'atome ils génèrent différents composés. Les atomes égaux d'un son composé déterminé dans masse et d'autres propriétés. La proportion d'atomes d'oxygène et de carbone dans le monoxyde de carbone est de 1:1; dans le dioxyde de carbone cette relation est 2:1, deux atomes d'oxygène et l'un de carbone.
Si nous prenons le point l'un, nous voyons que la théorie de Dalton propose que pendant une réaction chimique, ils les atomes ni créent la masse ni est détruite, par conséquent, il reste invariable et on ratifie la loi de conservation de masse de Lavoisier. Si nous le joignons avec le deuxième, on ratifie la définition d'élément proposée par Boyle : un élément est formé par un type unique d'atomes et mais cependant, il ne différencie pas les molécules des atomes.
Chaque élément est formé par le même type d'atomes qui ont une masse concrète (I) et quand ils forment un composé, ceux-ci maintiennent une proportion pour chaque composé (III), par conséquent, un composé aura toujours la même relation de masses de ses composants en vérifiant ainsi la loi de proportions définies de Proust. Jöns Jacob Berzelius (1779 – 1848) a vérifié avec une expérience que 10g du Plomb ils se combinent toujours avec 1,56g du Soufre en se mettant en formation 11,56g du Sulfure de Plomb; il a réalisé de nombreuses épreuves en modifiant la masse l'un de deux éléments, et il obtenait toujours la même quantité de composé : S'il combinait 18g du Plomb avec 1,56g du Soufre et continuait d'obtenir 11,56g du Sulfure de Plomb et 8g du Plomb à part; s'il combinait 10g du Plomb avec plus de soufre, par exemple 3g, et de nouveau il obtenait 11,56 g du Sulfure de Plomb et d'un reste de 1,44g de Soufre. Cette expérience vérifiait la loi de composition constante proposée par Proust, mais le modèle proposé par Dalton vérifiait aussi : Si nous supposons que l'atome de Plomb pèse les unes 6 fois plus que celui de Soufre (10 / 1,56 = 6,41), nous avons que le Sulfure de Plomb est composé par des molécules formées par un atome de plomb et d'un atome de soufre, par le qu et si nous ajoutons un excès d'un de deux il ne se mettra pas en formation plus composé, puisqu'il n'aura pas bien que qui il se combine.
Aujourd'hui nous savons que l'atome de soufre a une masse atomique d'un 32,065u et plomb de 207,2u, par le calcul dont l'atome de plomb pesait 6,41 fois plus que le soufre celle que nous sommes arrivés avant avec l'expérience de Berzelius s'approchait beaucoup de la valeur réelle (207,2 / 32,065 = 6,461). Dans ce moment, il était impossible de déterminer le poids réel des atomes parce qu'il ne se disposait pas des moyens, cependant s'ils pouvaient déterminer les pesos relatifs à coups des quantités de masse d'un élément qui se combinaient avec une masse fixe de l'autre. Dalton et Berzelius, ont déterminé le poids de beaucoup d'atomes en utilisant comment une unité la masse d'un atome d'hydrogène qu'en ce temps-là on savait déjà qu'il était le plus léger. Dalton a élaboré une planche de masses relatives des atomes de chacun des éléments comme partie de sa théorie, et bien que la plupart de calculs fussent incorrects (comme par exemple l'oxygène, qui selon ses calculs était 7 fois plus lourd que l'hydrogène, quand en réalité il est 16 fois plus lourd), c'était un il a réussi en tenant en compte les instruments dont il disposait. D'autre part, dans son livre on peut aussi trouver la représentation graphique des atomes quelques éléments et les molécules de composés (binaires, ternaires, …). Les calculs se sont améliorés avec le temps, et en 1830 Berzelius a publié une planche avec les masses atomiques de 54 éléments qui s'approchaient beaucoup de celui que nous connaissons aujourd'hui.
Enfin, la troisième supposition de la théorie de Dalton explique aussi la loi de proportions multiples : Si nous considérons les oxydes (une combinaison d'un élément avec oxygène), nous avons que 1g du Carbone il se combine avec 1,333g de l'Oxygène en formant le Monoxyde de carbone; mais si nous doublons la quantité d'Oxygène (2,666g) et en maintenant 1g du Carbone, la combinaison forme le Dioxyde de Carbone. À un niveau atomique, nous extrayons qu'un atome d'oxygène peut se combiner avec le carbone dans une relation 1:1 (un atome de carbone avec l'un d'oxygène) en formant le Monoxyde de carbone; mais il peut aussi se combiner dans une relation 1:2 (un atome de carbone avec deux d'oxygène) en formant le Dioxyde de Carbone.
ááááá Louis Joseph Gay-Lussac (1778 – 1850) a activement travaillé en étudiant le comportement des gaz, de ses volumes et de ses températures. Avec ses expériences, et les travaux de Jacques Charles qui mettaient en rapport le volume à la température; il a publié en 1802 que si nous maintenons sous une pression constante un gaz idéal, le volume et la température sont relatives à une constante de proportionnalité directe et qu'il a appelé la Loi de Charles. Plus loin, en 1805 il a postulé la Loi de Gay-Lussac : si nous maintenons le volume constant, le quotient entre la pression et la température se maintient constant. Avec la loi de Boyle-Mariott – à une température constante, le volume d'un gaz est inversement proportionnel sous la pression, à une température constante – ils établissaient les principes du comportement des gaz idéaux. En 1808, il a expérimentalement démontré que, sous une pression égale, une quantité de volume d'oxygène se combinait complètement avec le double de volume d'hydrogène en formant une vapeur il mouille; par exemple, deux litres d'hydrogène il combine avec un litre d'oxygène en formant deux litres de vapeur d'eau. Des expériences similaires avec d'autres gaz, ont culminé avec la publication de la loi des volumes à la combinaison qu'il postulait que les gaz réagissent si en se combinant et en obtenant des volumes en proportion des nombres simples petits.
Cependant, les résultats expérimentaux de Gay-Lussac ne concordaient pas avec le modèle atomique de Dalton. Pour ci-mentionné, les éléments gazeux étaient nécessairement simples et constitués par un seul un atome; et les composés courants comme l'eau, ils étaient seulement formés par deux atomes distincts. Par conséquent, l'eau était un composé binaire : une quantité de volume d'hydrogène se combinait complètement avec le même volume d'oxygène en donnant lieu à un volume de vapeur d'eau.
En 1811, un italien soi-disant Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856) a résolu le dilemme dans lequel se trouvaient Gay-Lussac et Dalton en proposant la pièce qu'il manquait au puzzle : D'abord, l'unité minimale dans une réaction chimique est la molécule et peut être divisée en atomes pendant la réaction; la Seconde, deux volumes égaux de différents gaz, sont de la type que c'est, ils contiennent le même nombre de molécules si les conditions de température et de pression sont les mêmes.
Une hypothèse d'Avogadro
ááááá Deux volumes égaux de différents gaz ont ils sont formés par le même nombre de molécules si nous maintenons la pression et la température invariable. Si nous avons deux bouteilles avec le même volume, une crue d'hélium et l'autre d'oxygène, à la même température et avec la même pression, deux auront le même nombre de molécules. Bien que, dans ce cas le nombre d'atomes d'oxygène sera le double, puisque la molécule d'oxygène stable est formée par deux atomes d'oxygène.
Avec à une formation d'eau il s'expliquerait de la manière suivante : Les molécules d'oxygène se séparent dans des atomes et après se combinent avec molécules de H2 en formant des molécules de H2O. Si nous parlons des volumes, un volume d'oxygène ils se combinent avec deux volumes d'hydrogène, en formant deux volumes d'eau La raison de combinaison dans des volumes est de 2:1:2 comme il était observé dans les expériences de Gay-Lussac.
À partir de cette hypothèse, déduit une autre relation connue comment une loi d'Avogardo :
Une loi d'Avogadro
À une température et à une pression constante, le volume d'un gaz est directement proportionnel à la quantité de gaz. C'est-à-dire si le nombre de daubes de gaz (n) double, le volume double.
Cependant, Avogadro était un individu qui travaillait seulement, maintenait très peu de correspondance d'autres hommes de science, publiait peu d'articles et il n'assistait pas beaucoup d'hommes de science. S'il y a cela nous ajoutons que dans ce moment il n'y avait pas beaucoup d'organisation chez la chimiste comme science; 50 ans ont passé jusqu'à ce qu'arrivassent les travaux de Gerhardt, Laurent et Willamson sur la chimie organique ont corroboré la loi d'Avogadro et la diffusion faite par le chimiste italien Stanislao Cannizzaro. C'était ci-mentionné, le fait qu'en 1858 Sunto a publié une mémoire intitulée “j'ai donné un corse j'ai donné la Philosophie chimica” dans il utilisait l'hypothèse d'Avogadro pour mesurer le poids moléculaire de quelques gaz et pour déterminer sa composition à partir de ces mesures, et expliquait que les exceptions qui se produisaient dans quelques substances qu'il n'accomplissait pas dans cette hypothèse étaient causées parce que quelques molécules se dissociaient. Dans 1860, quatre ans après la mort d'Avogadro, Cannizzaro a donné une une conférence sur ses études et hypothèse d'Avogadro, comment l'utiliser et parce qu'il était si nécessaire de différencier les atomes et les molécules, en réussissant à convaincre une grande partie des assistants qu'à son tour, ils ont facilité la divulgation par la communauté scientifique.
Plus loin, grâce aux nouvelles techniques chimiques, on a essayé de faire des mesures pour savoir le nombre de molécules qui existaient dans une quantité concrète de gaz et qu'aujourd'hui nous connaissons comme nombre d'Avogadro dans son honneur. La première tentative, il a réalisée, le physicien et chimiste autrichien Johann Josef Loschmidt en 1865 en calculant pour la première fois la valeur moyenne de la taille des molécules de l'air et avec cette donnée il a estimé le nombre de molécules qui existe dans un centimètre cube d'air. Ce nombre indique la densité des particules dans un gaz idéal et on connaît aujourd'hui comment la constante de Loschmidt.
Cependant, bien que le nombre de Loschmidt fussent à peu près proportionnels à la constante d'Avogadro, il n'a pas été jusqu'à 1908 quand Jean Baptiste Perrin a publié ses investigations sur le mouvement Brownien des particules dans l'eau dans lequel la constante d'Avogadro était calculée d'une forme exacte. Le mouvement Browniando est le mouvement aléatoire qui est observé dans quelques particules microscopiques quand ils se trouvent dans un milieu fluide (par exemple, le mouvement du pollen dans une goutte d'eau), et est causé par l'agitation des molécules du liquide (nous rappelons que dans les liquides les particules peuvent vibrer mais librement ne pas être bougé). Perrin, a été récompensé par le Prix Nobel de Physique en 1926 pour ses travaux la discontinuité de la matière et la découverte de l'équilibre de sédimentation.
Un nombre d'Avogadro : NA
Il indique le nombre d'unités élémentaires (des atomes, des molécules, des ions, …) qui se trouvent dans un mol de toute substance. En principe, un mol de l'une des substances était la quantité de cette substance dans laquelle il y a un nombre égal d'unités élémentaires au nombre de molécules qu'il y a dans 2,016 grammes de gaz un hydrogène, mais aujourd'hui l'équivalence est utilisée avec le nombre d'atomes qu'il y a dans 12 grammes de carbone 12. Il est connu aussi qu'un mol de gaz idéal a un volume de 22,4 L envers 0 ºC dès une température et jusqu'à 1 atmosphère de pression.
NA = 6,02214179 × 1023 unités élémentaires / mol
Pour nous faire une idée de combien grand est ce nombre, nous pouvons dire qu'il équivaut à la quantité de tasses nécessaires pour vider l'océan Pacifique ou des fers - blancs de rafraîchissements dont nous aurions besoin pour couvrir toute la terre empilées jusqu'à une hauteur de 320km.
∞
Au début du sXIX, grâce à l'électrolyse, de nouveaux éléments ont été découverts et en écartant certains des substances considérées par Lavoisier. En 1830, environ 50 éléments s'étaient déjà trouvés; et dans la décennie de 1860 ce nombre surpassait 60 grâce à l'usage du spectroscope de Gustav R. Kirchhoff et Robert W. Bunsen.
Nous parlerons de comment ils ont décidé de classer et d'ordonner tous ces éléments avant de sauter à diviser l'atome en protons, des neutrons et des électrons; et de nous exposer à la radiation, aux rayons X et à d'autres types de rayons.
Des chapitres précédents l'Introduction à la Chimie : Des propriétés de matière
Les éléments : Dès le feu jusqu'au phlogistique
La nouvelle Chimie moderne
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