Théorie atomique

La théorie atomique est une théorie sur la nature de la matière qui stipule que la matière est composée d'unités discrètes appelées atomes qui a supplanté les anciennes croyances que la matière peut être décomposée en divisions infiniment petites.

La théorie atomiste antique

On doit les premières traces de l'atomisme à l'Indien Kanada vers 600 avant Jésus-Christ. 100 ans plus tard, les Abdéritains Leucippe et Démocrite reprirent ce thème en Occident.

La théorie atomique moderne

Naissance

Début du XIX^e siècle, John Dalton développa sa théorie atomique dans laquelle il proposa que chaque élément est composé d'atomes d'un seul et unique type et que ces atomes sont immuables et indestructibles mais peuvent se combiner en structures plus complexes. Les historiens ignorent comment Dalton est arrivé à cette conclusion, sauf que cette théorie lui permit d'expliquer plusieurs phénomènes chimiques que lui et ses contemporains étudiaient à l'époque.

Le premier fut la loi de la conservation de la masse, formulée par Antoine Lavoisier en 1789, qui dit que la masse totale d'une réaction chimique reste constante (en d'autres termes, les réactifs ont la même masse que les produits). De cela, Dalton conclut que la matière est fondamentalement indestructible.

Le deuxième fut la loi des proportions définies, prouvée par Joseph Louis Proust en 1799. Cette loi dit que si un composé chimique est décomposé en ses constituants, les masses des constituants auront les mêmes proportions, peu importe la quantité ou la source de la substance originelle. Proust a synthétisé du carbonate de cuivre par plusieurs méthodes et a observé que dans chaque cas les ingrédients se combinaient dans les mêmes proportions que celles qu'il obtenait en décomposant le carbonate de cuivre naturel.

Proust a étudié les oxydes d'étain et a trouvé que leurs masses furent soit 88,1 % étain et 11,9 % oxygène ou 78,7 % étain et 21,3 % oxygène (l'oxyde d'étain II et le dioxyde d'étain). Dalton a noté de ses pourcentages que 100 g d'étain réagira avec 13,5 g ou 27 g d'oxyène - 13,5 et 27 forment un ratio de 1:2. Dalton est aussi supposé avoir étudié le monoxyde d'azote (NO) et l'oxygène à l’état gazeux (O₂). Dans une combinaison, elles formaient N₂O₃, mais quand il a doublé la quantité d'oxygène (un rapport 1:2), il obtint le dioxyde d'azote (NO₂).

4NO + O₂ → 2N₂O₃

4NO + 2O₂ → 4NO₂

Ces ratios furent toujours des nombres entiers petits - la loi des proportions multiples. Dalton trouvait qu'une théorie atomique de la nature éxpliquait bien ce phénomène.

Dalton se servait aussi de sa théorie pour expliquer pourquoi l'eau absorbe des gaz différents en proportions différentes (par exemple, l'eau absorbe le dioxyde de carbone mieux que l'azote). Il proposa que ceci se produit à cause des différentes masses et tailles des particules de ces gaz (les molécules du dioxyde de carbone sont plus lourdes et grandes que celles de l'azote gazeux).

Représentations de plusieurs molécules et atomes sortis de A New System of Chemical Philosophy par John Dalton (1808).

En 1803, Dalton publia sa liste de masses atomiques pour plusieurs substances. Il a calculé ces masses grâce aux masses relatives avec lesquelles elles se combinaient, en prenant l'hydrogène comme unité de base. Cependant, Dalton n'a pas compris qu'avec certains éléments, les atomes existent en molécules. Par exemple, l'oxygène gazeux est en réalité du dioxygène O₂ et non O. Il croyait aussi que le composé le plus simple formé par la réaction de deux éléments ne comporte qu'un atome de chaque espèce (par exemple, il croyait que la formule de l'eau était HO et non H₂O). De plus, son équipement était peu précis. Sa liste était donc erronée. En effet, il a, par exemple, estimé l'oxygène comme étant 5.5 fois plus massif que l'hydrogène, alors qu'il est 16 fois plus massif que celui-ci.

L'erreur de Dalton fut corrigée en 1811 par Amedeo Avogadro. Avogadro a proposé que deux volumes égaux de deux gaz différents, à température et pression égales, possèdent des nombres égaux de particules (en d'autre termes, la masse des particules n'affecte pas le volume). Cette découverte lui a permis de déduire la nature diatomique de nombreux éléments en étudiant les proportions dans lesquelles ces gaz se combinent avec d'autres éléments. Par exemple: si deux litres d'hydrogène se combinent avec un litre d'oxygène pour former deux litres d'eau en vapeur (à température et pression constante), cela signifie que les molécules d'oxygène se divisent en deux pour former avec l'hydrogène deux molécules d'eau. Avogadro fournit donc des estimations plus correctes pour plusieurs éléments.

En 1827, Robert Brown observa que les particules de poussière flottant dans l'eau gigotent sans aucune raison apparente. En 1905, Albert Einstein proposa que ce phénomène soit dû aux molécules d'eau qui bombardent la poussière sans cesse. Il décrit ce gigotement à l'aide d’un modèle mathématique qui fut validé en 1908 par Jean Perrin. Ce résultat prouva définitivement l'existence des atomes.

La découverte des particules subatomiques

Lorsque le modèle de Dalton fut accepté, les scientifiques crurent que les atomes étaient les particules fondamentales de la matière, jusque 1897, quand J.J. Thomson découvrit l'électron en réalisant des expériences avec les rayons cathodiques. Un tube de Crookes est une tube en verre scellé contenant deux électrodes séparées par un vide. Quand un potentiel électrique est appliqué entre les deux électrodes, des rayons cathodiques sont produits. Ces rayons produisent un point lumineux à l'autre bout du tube. Les scientifiques de cette époque savaient que les rayons cathodiques pouvaient être déviés par un champ magnétique; Thomson découvrit qu'ils pouvaient aussi être déviés par un champ électrique. Il en conclut que ces rayons étaient composés de particules de charge négative.

Thomson pensa que ces particules provenaient des atomes de l'électrode. Si les atomes sont composés de ces particules, cela veut dire que les atomes sont divisibles. Afin d'expliquer la charge neutre des atomes, Thomson proposa que ces particules négatives étaient distribuées dans un nuage uniforme de charge positive.

Plus tard, on découvrit la notion de neutrons et protons puis de particules élémentaires.

Voir aussi

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Liens externes

Sources

Bibliographie

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Notes

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