Grande Encyclopédie Larousse 1971-1976Éd. 1971-1976
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chimie (suite)

L’idée de base (Dalton*, 1808) reste que toute substance est composée de particules fondamentales identiques. Celles qui constituent les éléments sont nommées atomes ; les composés sont formés de molécules, qui assemblent des atomes des éléments composants. Les poids équivalents deviennent alors, respectivement, des poids atomiques (ou atomes-grammes) et des poids moléculaires (molécules-grammes), proportionnels au poids des particules élémentaires. La conséquence logique que le facteur de proportionnalité est unique, contenue d’abord dans l’hypothèse d’Avogadro* (1811) : « un même volume de toute espèce chimique gazeuse, pris dans les conditions normales, contient le même nombre de molécules », fut longtemps incomprise, et la théorie atomique contestée. Elle entraînait en effet, pour les éléments connus alors, un poids moléculaire double du poids atomique. Et l’union de deux atomes identiques paraissait alors contradictoire avec la notion même d’élément.

Un siècle plus tard, Jean Perrin* montrait qu’on pouvait déterminer par de multiples méthodes le nombre de molécules contenues dans toute molécule-gramme. Ce nombre, dit nombre d’Avogadro, est égal à 6,022.1023.


Le système des éléments

Nous connaissons maintenant 104 éléments, dont 90 seulement se trouvent dans la nature. Dans leur découverte successive, nous distinguerons sept périodes.

• Pendant les deux premières (l’Antiquité et les 17 premiers siècles de notre ère) et pendant la troisième (le xviiie s.), 38 éléments (11 + 5 + 22) sont distingués, pas toujours isolés, mais évidemment non reconnus comme éléments au sens actuel.

• La quatrième période (1800-1869) effectue cette reconnaissance et découvre 25 éléments nouveaux : un tous les deux ou trois ans ! Le nombre même de ces éléments et la frappante analogie entre certains d’entre eux (qu’il se soit agi de leurs caractéristiques physiques, de leurs propriétés chimiques ou du comportement de leurs composés) invitaient à des tentatives de classification.

• Les éléments ont tous des poids atomiques différents, ce qui ne semblait pas a priori évident. Celui de l’hydrogène étant pris égal à un, beaucoup de poids atomiques sont très proches de nombres entiers. D’où l’intuition de William Prout (1815) faisant de tous les éléments, en quelque sorte, des « condensés d’hydrogène », que la croissante précision des poids atomiques devait rapidement faire oublier. Restait le fait qu’on pouvait ordonner les éléments par poids atomique croissant. Mais les ressemblances chimiques, particulièrement frappantes pour les éléments halogènes (Cl, Br, I), alcalins (Na, K, Rb, Cs), alcalino-terreux (Ca, Sr, Ba) ou chalcogènes (S, Se, Te), ne suivaient aucunement cet ordre linéaire.

La combinaison des deux ordres en un tableau à double entrée, permettant de rassembler par colonnes les éléments similaires, rangés, en lignes successives, par poids atomique croissant, constitua un progrès fondamental (Mendeleïev*, 1869). Car pour obtenir un tableau significatif il fallut à Mendeleïev le courage : 1o de changer des poids atomiques admis (il s’agissait de les multiplier par un nombre entier, dans le cas de l’indium, ou de déclarer inexactes certaines valeurs que l’avenir allait rectifier dans le sens prévu) ; 2o d’admettre l’existence d’éléments encore inconnus à des places déterminées dans la série ; 3o de prédire les propriétés de ces éléments inconnus.

• Plusieurs découvertes de la cinquième période (1870-1897) devaient apporter aux audaces de Mendeleïev une éclatante justification : en particulier celle des éléments Sc, Ga, Ge, avec les poids atomiques et les propriétés prédites. Au contraire, le débrouillage progressif des éléments (si semblables dans leurs propriétés) de la famille des terres rares, chef-d’œuvre de virtuosité de la chimie traditionnelle, semblait jeter un doute sur le principe même du tableau : la plus grande analogie jamais rencontrée en chimie apparaissait entre éléments de poids atomiques successifs.

Dans ces travaux, la chimie se servait de plus en plus de méthodes physiques. Aux mesures de masse et de volume, fondement de la révolution chimique, s’ajoutait l’emploi des phénomènes électriques et optiques. Il suffit de rappeler que les métaux alcalins furent isolés par électrolyse et que l’histoire des terres rares doit beaucoup à la spectroscopie ; mais, surtout, celle-ci apportait la preuve de l’unité chimique de l’univers ; on osa affirmer, sur la foi du spectre solaire, l’existence d’un élément (He) qui ne devait être trouvé sur terre que 27 ans plus tard (il est vrai qu’on se trompa sur le prétendu nébulium).

Un nouvel apport de la physique, la découverte de la radio-activité (H. Becquerel*, 1897), achève la cinquième période.

• Pendant la suivante, qui se termine en 1939 par la découverte de la fission nucléaire, le système des éléments prend sa forme contemporaine.

La découverte des gaz rares (autres que l’argon et l’hélium) étend le tableau des éléments.

Dérivée de la radio-activité, l’image nucléaire de l’atome permet de rattacher à un modèle la découverte de Moseley (1913) : le nombre (Z) de charges élémentaires du noyau (donc le nombre d’électrons périphériques) de chaque élément se déduit de son spectre de rayons X.

La séquence des poids atomiques fait place à celle des numéros atomiques. La classification linéaire des éléments trouve là sa base positive, celle des récurrences de propriétés physico-chimiques correspondant à la constitution des différentes couches et sous-couches d’électrons planétaires définies par la théorie quantique.

La radio-activité permet de reconnaître quelques éléments nouveaux et de clarifier le tableau des éléments dans la partie des numéros atomiques élevés. Mais, surtout, elle fait apparaître des transmutations spontanées et montre que d’un même élément existent des variétés ne différant que par leur masse. Le spectromètre de masse étend cette notion aux éléments stables, ouvrant la voie aux mesures systématiques et précises, d’une part des masses, d’autre part des abondances relatives, des isotopes.

On comprend alors que les poids atomiques très éloignés d’un nombre entier proviennent de mélanges isotopiques dont chaque constituant a un poids atomique très proche d’un nombre entier.