Grande Encyclopédie Larousse 1971-1976Éd. 1971-1976
N

notation chimique (suite)

Notation actuelle

C’est une notation de caractère atomique, qui consacre le triomphe définitif des idées de Dalton, en les précisant, en les modifiant aussi quelque peu.

• Chaque élément est représenté par son symbole, formé d’une ou deux lettres initiales du nom de l’élément. On doit remarquer que beaucoup d’éléments se présentent dans la nature comme un mélange d’isotopes, de composition sensiblement constante. C’est à ce mélange qu’est attaché en principe le symbole de l’élément. Dans le cas cependant où l’on considère un des isotopes en particulier, on fait précéder le symbole du nombre de masse correspondant (par exemple18O) ; dans le cas particulier de l’hydrogène, chaque isotope a reçu un nom,1H (appelé quelquefois protium),2H = D (deutérium),3H = T (tritium).

• À chaque symbole est affecté le poids atomique relatif de l’élément ; c’est, déterminé de façon aussi précise que possible, le rapport du poids de l’atome de l’élément (ou, dans le cas d’un mélange d’isotopes, de la moyenne pondérée des poids des atomes) à une fraction déterminée du poids d’un atome de référence. Depuis 1961, et d’une façon qui semble définitive, on utilise comme atome de référence l’isotope12C de l’élément carbone, et comme fraction 1/12. Le poids atomique d’un élément est donc par définition, dans la notation actuelle, le rapport du poids réel (ou de la masse) de l’atome de l’élément de 1/12 du poids réel (ou de la masse) de l’atome12C ; le poids atomique est donc en fait un nombre sans dimension, indépendant de l’unité de poids (ou de masse) choisie. On voit immédiatement que la définition confère à l’isotope12C de l’élément carbone un poids atomique égal à 12, exactement ; on dit que12C = 12 est la base de la notation actuelle. Si maintenant l’on considère, pour chaque élément, une quantité de matière dont la masse, exprimée en grammes, est numériquement égale au poids atomique de l’élément, on voit qu’il y a dans cette quantité de matière, quel que soit l’élément considéré, exactement autant d’atomes qu’il y en a dans 12 g de l’isotope12C, c’est-à-dire : (nombre d’Avogadro) ; on appelle mole* cette quantité de matière ; elle joue un rôle important dans le langage et les calculs chimiques.

Le choix de la base, carbone 12, appelle une remarque d’ordre historique : Dalton avait choisi pour base l’hydrogène, donnant arbitrairement le poids unité de l’atome H ; Berzelius prit l’oxygène, faisant O = 100 ; on revint ensuite avec Jean Servais Stas à l’hydrogène, avec H = 1, puis, la précision des analyses s’améliorant, on trouva plus commode de revenir à l’oxygène, avec O = 16, d’où par exemple : H = 1,008. Satisfaisant pour les chimistes, ce système ne l’était pas pour les physiciens, qui s’intéressent davantage aux divers isotopes qu’à l’élément des chimistes ; d’où un système des physiciens un peu différent, avec16O = 16 ; finalement, l’accord s’est fait entre physiciens et chimistes sur la base12C = 12.

• À chaque espèce chimique, simple ou composée, est affectée sa formule, constituée avec les symboles des éléments composants et qui traduit dans tous les cas la composition atomique relative de l’espèce chimique à l’aide d’exposants entiers affectant chaque symbole. Elle traduit aussi la composition pondérale, compte tenu des valeurs des poids atomiques des éléments ; ainsi, la formule Na2SO4 du sulfate de sodium indique que l’on y rencontre 4 atomes d’oxygène pour 2 atomes de sodium et 1 atome de soufre, et aussi que ce composé renferme, pour 4 × 16 = 64 g d’oxygène, 2 × 23 = 46 g de sodium et 32 g de soufre (sensiblement). En outre, si le corps, simple ou composé, est de structure moléculaire, comme l’hydrogène, l’azote, le chlore, l’eau, l’éthanol..., la formule — dite alors « moléculaire » —, H2, N2, Cl2, H2O, C2H6O est aussi une image condensée mais fidèle de la molécule. molécules forment une quantité de matière de 1 mole, dont on obtient la masse M, dite « masse molaire », à partir de la formule moléculaire et des valeurs des poids atomiques des éléments constituants ; ainsi, pour l’éthanol, on a :
M = 2 × 12 + 6 × 1 + 16 = 46 g/mole.

On peut dire aussi que le résultat numérique de l’opération précédente (sans indication d’unité) est le poids moléculaire (relatif) de l’espèce chimique de structure moléculaire, rapport du poids de la molécule au 1/12 du poids de l’atome de l’isotope 12C.


Détermination des poids atomiques et choix des formules

Actuellement, atomes et molécules sont une réalité physique et l’on dispose, pour « peser » les atomes, d’appareils précis et fidèles, tel le spectrographe* de masse. La précision dès maintenant atteinte dans la détermination des poids atomiques est telle que, déjà, pour un certain nombre d’éléments (H, Li, B, C, O, Si, A, Cu, Pb), la valeur du poids atomique mentionnée dans la table ci-jointe ne peut plus être améliorée, à cause des variations reconnues de composition isotopique des échantillons naturels suivant leur origine. La composition atomique des corps, moléculaires ou non, le nombre, les distances, la disposition spatiale des atomes dans les molécules sont maintenant bien connus au moyen de méthodes physiques ; il en est donc de même des formules, au sujet desquelles, en général, aucun doute ne peut subsister. L’actuelle perfection de la notation chimique ne doit cependant pas faire oublier quelles difficultés ont rencontrées ceux qui, principalement au cours du siècle dernier, ont consacré leurs efforts à l’établissement de cette notation. De nombreux chimistes — et non des moindres — repoussaient alors la théorie atomique, dont les partisans n’avaient eux-mêmes qu’une idée assez floue (v. molécule). Le choix des poids atomiques dans un système de nombres proportionnels (v. combinaisons [lois des]) déterminés par des analyses chimiques offrait la garantie de formules à exposants entiers et petits ; mais un nombre proportionnel, une fois choisis la base et son nombre proportionnel, n’est déterminé qu’à un multiple simple près ; dès lors, lequel choisir, ou, ce qui revient au même, quelles formules attribuer aux composés ? C’est sur ce choix que s’affrontèrent, pendant de longues années, atomistes et « équivalentistes » ; ces derniers fondaient leur notation sur le principe de simplicité et sur la notion arbitraire d’équivalent, poids d’un élément qui s’unit à un équivalent d’oxygène pour former l’oxyde le moins oxygéné de ce corps ; de ce fait, ils écrivaient par exemple HO la formule de l’eau. Quant aux atomistes, sans rejeter le principe de simplicité, d’ailleurs issu des lois de Dalton, ils cherchaient, avec Berzelius et Mitscherlich, à traduire dans les formules les analogies chimiques ou cristallines et à édifier pour chaque corps la formule qui, tout en restant simple, traduirait de la façon la plus claire le plus grand nombre de propriétés chimiques du corps. Ce n’est cependant qu’à partir de 1850, et sous l’impulsion de Gerhardt, puis de Cannizzaro, qu’une meilleure compréhension de la notion de molécule fit utiliser pour les composés gazeux la loi d’Avogadro*, permettant ainsi à la théorie atomique, un instant délaissée, de s’imposer. Plus tard, aux résultats d’analyses chimiques toujours plus précises vinrent s’ajouter, pour la détermination des poids atomiques, ceux qui étaient tirés des méthodes physiques telles que le calcul des densités limites.

R. D.

➙ Atome / Chimie / Combinaisons (lois des) / Élément chimique / Mole / Molécule.