ÉPOQUE CONTEMPORAINE 1 789  …  .

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1 ÉPOQUE CONTEMPORAINE 1 789  …

2 2.4. Les lois et les théories: un peu d’histoire
D’après l’étude de la conception du tableau périodique, il nous reste une question importante: Comment les scientifiques ont-ils pu déterminer la masse atomique relative des éléments? Comment les scientifiques peuvent-ils établir les formules moléculaires des composés?

3 Lavoisier (1743-1794): loi de conservation de la masse
La révolution chimique: transforme la méthode expérimentale ! « Rien ne se crée, ni dans les opération de l’art, ni dans celle de la Nature, et l’on peut en principe poser que dans toute opération, il y a une égale quantité de matière avant et après l’opération, que la quantité des principes est la même, et qu’il n’y a que des changements, des modifications » Thermolyse de l'oxyde de mercure

4 Fin XVIIIe , sont admis: Le principe de conservation de la matière Le concept d’élément  Recherche systématique de rapports quantitatifs dans les combinaisons chimiques: STOECHIOMÉTRIE

5 La loi des proportions définies Le magnésium réagit avec de l’oxygène.
PROUST ( ): La loi des proportions définies Le magnésium réagit avec de l’oxygène. Masses avant réaction Masses après réaction Magnésium Oxygène Magnésium Oxygène produit Rapport 38/25=1,5 50/32,9=1,5 50 g 25g 12 g g 70 g 25g 32 g g 50 g 50g ,1g 82,9 g 50 g 32,9g ,9 g 70 g 46,1g ,1 g Rapport (Magnésium Consommé/ Oxygène Consommé) =1,5

6 Loi des proportions définies de PROUST
Analyse de nombreux composés chimiques  Loi des proportions définies (1794): « Tous les échantillons d’un composé donné ont la même composition, c’est-à-dire que les proportions, selon la masse, des éléments en présence sont identiques dans tous les échantillons»

7 et la théorie atomique de la matière
John DALTON et la théorie atomique de la matière Découverte de la loi des proportions multiples Le carbone réagit avec de l’oxygène. Combustion du carbone Masses avant réaction Masses après réaction Carbone Oxygène produit Rapport 133,33/66,7=2 50 g 66,7g 116,7 g 50 g 133,33g 183,33 g Rapport (Carbone Consommé/ Oxygène Consommé) 50/66,7=0,75 mais aussi 50/133,33=0,375 0,75/0,375=2

8 John DALTON (1766-1844) et la théorie atomique de la matière
Beaucoup d’éléments s’unissent deux à deux pour donner plusieurs combinaisons chimiques bien définies.  Loi des proportions multiples (1804): « Quand 2 éléments se combinent pour former une série de composés, les rapports entre les masses du second élément qui s’associent à 1 gramme du premier élément peuvent toujours être réduits à de petits nombres entiers»

9 mêmes proportions Interprétation de ces lois quantitatives:
les quatre postulats fondamentaux de la théorie de Dalton La matière est composée de particules indivisibles appelées atomes 2. Tous les atomes d’un même élément sont identiques (mêmes propriétés physiques, dont le « poids atomique ») 3. Les atomes de différents éléments sont différents 4. Dans les réactions chimiques, les atomes se combinent pour former de nouveaux produits et ce, toujours dans les mêmes proportions (loi des proportions définies). Les atomes eux-mêmes ne subissent aucune altération

10 Application de la loi des proportions définies:
Comment ont-ils pu déterminer les masses atomiques relatives? Dalton avait remarqué que l’hydrogène et l’oxygène se combinaient toujours dans les proportions suivantes pour former de l’eau: Hydrogène Oxygène 1 g g En faisant l’hypothèse que la formule de l’eau était HO il en a déduit que l’oxygène était 8 fois plus lourd que l’hydrogène.

11 Gay-Lussac (1778-1850) Étude des gaz: recherche de lois volumétriques
 Analogie de propriétés chimiques de tous les gaz « Lorsque deux gaz se combinent, il existe un rapport simple entre leur volume mesuré dans les mêmes conditions de T et de P »  Analogie de propriétés physiques de tous les gaz « pV = cste, V/T = cste, p/T = cste »

12 Pour les corps gazeux Le volume est préféré aux masses! Les observations mènent à des lois similaires à celles des masses. Le fluor et l’hydrogène forment de l’acide fluorhydrique produisent 1 volume de fluor (gaz) et 1 volume d’hydrogène (gaz) 2 volumes d’acide (gaz) Corps composé Pour les masses: 19 g réagissent avec 1g pour former g Hypothèse d’Avogadro : Dans des conditions données de température et de pression, quel que soit le gaz parfait, un volume de gaz contient toujours le même nombre de molécules

13 L’hypothèse d’Avogadro et ses conséquences
Conséquence de l’hypothèse atomique: F réagit avec H pour donner HF Conséquence de l’hypothèse d’Avogadro : N molécules F et N molécules H forment 2N molécules HF !! produisent 1 volume de fluor (gaz) et 1 volume d’hydrogène (gaz) 2 volumes d’acide (gaz) Corps composé Conclusion : Si 1 molécule HF contient 1 atome F, comme on dispose de 2 atomes F dans les produits, provenant d’1 molécule F dans les réactifs. La formule moléculaire de F correspond à F2 Tout comme la formule moléculaire de H correspond à H2

14 Recherche de la formule chimique de l’eau
L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) produisent 1 volume d’oxygène (gaz) et 2 volumes d’hydrogène (gaz) 2 volumes d’eau (gaz) Corps composé Il y a donc deux fois plus de molécules d’eau que d’oxygène Or chaque molécule d’eau contient un atome d’oxygène Donc le corps simple Oxygène est constitué de molécules et chaque molécule contient 2 atomes d’oxygène =>Formule O2 On obtient : Hydrogène = H2 et Eau = H2O O H ¾¾® H2O

15 Première approche des masses atomiques
L’oxygène réagit avec l’hydrogène pour former de l’eau (gaz!) 2 volumes H2 et 1 volume O2 donnent 2 volumes H2O 2n molécules H2 et n molécules O2 donnent 2n molécules H2O 2H2 + O2 ¾¾® 2H2O Pour les masses: 1 g réagit avec 8g pour former 9g Donc 4 atomes H et 2 atomes O sont dans un rapport massique 1/8 Conséquence, 1 atome O est 16 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome F est 19 fois plus lourd que 1 atome H De même 1 atome C pèse 0,75 fois la masse de 1 atome O, soit l’équivalent de 12 fois 1 atome H On peut donc maintenant définir des masses atomiques relatives

16 La masse atomique relative
Système International Référence: 12e de la masse du carbone 12, c’est l’unité de masse atomique. 1uma=1, g

17 Besoin d’une nouvelle représentation des éléments chimiques
alchimistes: représentation des substances par des symboles (sans distinction des éléments des corps composés) Distinction corps élémentaire et composé  Besoin de nouveaux symboles pour les éléments

18 Quelques atomes et composés selon Dalton
Pouvez-vous dire où sont les erreurs ? ;-)

19 Apports de la théorie atomique de dalton
Interprétation atomique de la loi de conservation de la matière la loi des proportions constantes Mais pas encore de symbolisme actuel !

20 La course aux poids atomiques

21 LES TRAVAUX DE BERZELIUS
Usage d’une ou deux lettres pour figurer les éléments chimiques Expression du « poids atomique » à l’aide d’un système Basé sur l’oxygène (100) Basé sur l’hydrogène (1) C Co Ni S Sr Ca Ne Cl Hg Si Cu Cr Na He Se Cs N H Sb

22 1860 Congrès de Karlsruhe 126 chimistes réunis pour la première fois
Échanges à propos de: Poids atomiques Symboles atomiques Définition de concepts tels que la molécule, l’élément…

23 LE TABLEAU DE MENDELEIEV
En 1869, le chimiste russe Dimitri Mendeleïev construit un tableau qui classe tous les éléments chimiques alors connus d'après leurs propriétés chimiques. Ce tableau servira plus tard à classer méthodiquement tous les atomes naturels et artificiels d'après leur numéro atomique (c'est-à-dire le nombre de leurs protons).

24 Tableau périodique Mendéléiev
? Sel = NaCl ; Acide chlorhydrique = HCl Eau = H2O ; H2S (boules puantes - œufs pourris)

25 Tableau fin XIXe siècle
? Scandium (1879) Germanium (1886) Gallium (1875)

26 Tableau périodique actuel

27 Définitions de Mendéléiev
« On appelle molécule, la quantité de substance qui entre en réaction chimique avec d'autres molécules et qui occupe, à l'état de vapeur, le même volume que deux parties en poids d'hydrogène.., [tandis que] les atomes sont les plus petites quantités, ou les masses chimiques indivisibles des éléments, qui forment les molécules des corps simples et composés » « Un corps simple est quelque chose de matériel, doué de propriétés physiques et capable de réactions chimiques. A l'expression de corps simple correspond l'idée de molécules (...). Il faut réserver le nom d'éléments pour caractériser les particules matérielles qui forment les corps simples et composés, et qui déterminent la manière dont ils se comportent au point de vue physique et chimique. Le mot élément appelle l'idée d'atome » (D. Mendeleev)