Nombre d'Avogadro

Le nombre d'Avogadro, ou constante d'Avogadro, est le nombre d'entités dans une mole. Il correspond au nombre d'atomes de carbone dans 12 grammes de l'isotope 12 du carbone.


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  • Cette loi s'appelle la loi d'Avogadro. C'est aussi lui qui définit un nombre bien précis correspondant au nombre d'atomes dans 12 grammes de carbone 12.... (source : dispourquoipapa.free)
  • Cette «grande variété» est reflétée par la valeur du nombre d'Avogadro. Ce nombre, qui représente le nombre de molécules dans 18 g d'eau, ou d'atomes dans 56... (source : laradioactivite)
  • Ddéfinition et valeur du nombre d'avogadro.... matière d'un dispositif contenant tout autant d'entités élémentaires qu'il y a d'atomes dans 0.012 Kg de carbone 12.... (source : encyclopedie-gratuite)
Valeur de Na Unité
6.02214e23 mol-1

Le nombre d'Avogadro (du physicien Amedeo Avogadro), ou constante d'Avogadro, est le nombre d'entités dans une mole. Il correspond au nombre d'atomes de carbone dans 12 grammes de l'isotope 12 du carbone. De par sa définition, la constante d'Avogadro possède une dimension, l'inverse d'une quantité de matière, et une unité d'expression dans le système international : la mole à la puissance moins un[1].

Si N (X) sert à désigner le nombre d'entités X d'un échantillon donné, et si n (X) sert à désigner la quantité de matière d'entités X du même échantillon, on obtient la relation[1] :

n(X) = {N(X) \over N_A}

Le nombre d'Avogadro correspond aussi au facteur de conversion entre le gramme et l'unité de masse atomique (u)  :

1\ g \ = \ N_A \ u

Valeur numérique

Dans les unités SI, le CODATA de 2006 recommande la valeur suivante[2] :

N_A \simeq 6,022\ 141\ 79 \times 10ˆ{23}\ \text{mol}ˆ{-1}

Avec une incertitude standard de :

\plusmn\ 3,0\times 10ˆ{16}\ \text{mol}ˆ{-1}

Soit une incertitude relative de :

5,0 \times 10ˆ{-8}

Exposé simplifié

La masse de l'atome est quasiment égale à la masse du noyau. Cela tient à deux choses :

En outre, le proton et le neutron ont presque la même masse. Donc, on obtient une mesure assez précise de la masse de l'atome en multipliant son nombre de nucléons (encore nommé nombre de masse) par la masse du nucléon. La masse du nucléon est extrêmement petite, si petite qu'un gramme de matière en contient à peu près six cent mille milliards de milliards ! Ce nombre astronomique est le nombre d'Avogadro, noté NA.

Ainsi, la masse de NA molécules mesure assez exactement A grammes où A est le nombre de nucléons de la molécule. A titre d'exemple, la molécule d'eau (comprenant deux atomes d'hydrogène H et d'un atome d'oxygène O) comporte 18 nucléons (1 nucléon pour H et 16 nucléons pour O, en négligeant les isotopes), par conséquent 18 grammes d'eau contiennent six cent mille milliards de milliards de molécules. L'atome de fer comporte 56 nucléons, par conséquent 56 grammes de fer contiennent six cent mille milliards de milliards d'atomes.

Autre utilisation

Histoire du nombre d'Avogadro

Une conséquence du positivisme

La difficulté de diffusion des hypothèses d'Avogadro est due à la philosophie scientifique de l'époque : elle interdisait les «hypothèses» non démontrées, ou non démontrables. Il valait mieux faire une théorie qui s'en passât.

Elle est aussi due à l'incompréhension de la liaison covalente (réellement comprise par Heitler et London uniquement en 1927, grâce à la mécanique quantique (1926). La théorie ionique de Berzelius ne permettait pas l'existence du dihydrogène ou du dioxygène.

Par conséquent, le langage hésite : avant de comprendre qu'une molécule se compose d'atomes, et pourquoi H2 plutôt que H4, et pourquoi NO2 plutôt que N2O4, il faut du temps pour amasser suffisamment de données compatibles, et écarter les «inclassables» (par exemple, les berthollides).

Au début du XIXe siècle, Avogadro énonça sa loi (1811). Ampère l'encouragea en 1814, mais il se rétracta devant une levée de boucliers. La réaction des anti-atomistes (on disait les Équivalentistes), d'inspiration positiviste, se durcit toujours avec Dumas en 1836, puis Berthelot et Le Chatelier.

Le Congrès de Karlsruhe (1860) permit aux deux communautés d'enterrer la hache de guerre. Mais les jeunes chimistes en revinrent convertis à la théorie atomique par le rapport de Cannizzaro.

Il est alors acquis que dans un gaz dit parfait, le volume V0 occupé par N particules, sous la pression P0 et la température T0 est LE MÊME quel que soit le gaz !

Il restait à mesurer ce nombre, ce qui n'était plus qu'une question de métrologie.

L'intervention de Maxwell

Le premier texte important de théorie cinétique est celui du XVIIIe siècle de Daniel Bernoulli qui calcula correctement la pression cinétique (1738, Hydrodynamica). Mais ce document passa inaperçu.

Quand Loschmidt trouva la première valeur en ordre de grandeur : 1024, cela donnait aux atomes une taille de 0, 1 . Et il fallut toute l'autorité de Maxwell pour que ces résultats fussent reconnus comme crédibles. La théorie cinétique des gaz avait acquis «ses galons» (1870).

La mesure proprement dite

Elle n'a aucun intérêt en soi : le tableau de Mendeleïev décrivait les éléments et leur masse relative respective. Choisir tel ou tel élément comme référence est une convention, qui d'ailleurs a changé : il eût été naturel de choisir la masse d'une mole de protons égale à 1 gramme ; mais à l'époque, on ne savait même pas que l'atome était sécable. Or les nombres conventionnels comme les unités sont toujours faits non pour les théoriciens, mais pour les ingénieurs qui ont besoin de «certification». Il fallait par conséquent une mesure dont la traçabilité soit reconnue : le choix s'est fixé jusqu'à 2005, sur la définition : 12 grammes de 12C contiennent NA atomes.

Ce nombre est connu avec une mauvaise précision 1, 7×10-7 et vaut : NA = 6, 0221415×1023 mol-1.

Dès qu'on saura compter les atomes en grande quantité via des écluses à atomes individuels, cette valeur se perfectionnera. Pour le moment, c'est toujours le résidu d'impuretés dans le silicium qui est source de problème.

Pour en savoir plus

Il y a au fond 2 problèmes différents :

Gassendi rénove la théorie atomique (1638)  ; le premier théorème de théorie cinétique des gaz date de Daniel Bernoulli en 1738. Mais il sera oublié jusqu'à Clausius, vers 1855. La raison en est qu'il faut que la chimie se dépêtre de l'alchimie grâce à la balance.

Atomes et Chimie

Il fallut extraire les corps purs des mélanges (piège des eutectiques et des azéotropes, piège des cristaux isomorphes)  : après Wenzel (1782), Richter (1795), la querelle Berthollet-Proust (1799-1806), il devint admis qu'un corps pur se compose des mêmes corps simples dans les mêmes proportions discontinues et définies : eau et eau oxygénée sont deux corps purs différents. John Dalton (1808) propose la classification en corps binaire (A+B→AB), ternaire (A+2B→AB2), indiquant clairement sa vision atomique des molécules, et donne les masses relatives des «équivalents». Berzelius proposera de nommer chaque élément par un symbole. Gay-Lussac établit pour les composés gazeux les lois des volumes en proportions définies (1809).

La difficulté était celle-ci : en eudiométrie, la décomposition de l'eau donne 2 volumes d'hydrogène et 1 volume d'oxygène. La recomposition de l'eau est que ces volumes ne redonnent que 2 volumes de vapeur d'eau :

Le pas immense que franchit Avogadro est d'admettre l'existence du dihydrogène et du dioxygène, qui devaient se décomposer pour donner deux molécules d'eau H2O ; ce qui permettait de résoudre les conflits entre Dalton et Gay-Lussac. Mais ces «décomposition» et recombinaison étaient en tout état de cause fort problématiques. Il est peu écouté : la théorie de Berzélius ne permet pas de rendre compte de l'existence de la «molécule» H2.

Néanmoins Berzelius peaufine la notion de masse relative des éléments (la loi de Dulong et Petit joue alors un rôle important (1819)  ; la loi cristalline de Mitscherlich (1820) aussi).

Dumas, en 1826, est adepte convaincu du dispositif atomique de Dalton, et permet par sa fameuse loi (d = M/29) de déterminer moult masses molaires). Mais convaincu par la philosophie positiviste, il rejette l'atomisme en 1836 : ses vapeurs de phosphore P4, et de soufre S6, puis graduellement S2 l'ont, à l'évidence, contrarié.

Gmelin, anti-atomiste convaincu, ne fait toujours pas la différence entre atome et molécule et donne la Table des Equivalents (1830).

Faraday publie ses équivalents électrochimiques ioniques dans les lois de l'électrolyse (1833).

Conclusion : faute de comprendre H2, P4 et S6, la théorie atomique achoppe, malgré Gaudin (1833), qui, sans succès, reprend Avogadro, et définit le dihydrogène, le tétraphosphore, etc. et distingue idéalement entre MOLÉCULE, faite d'ATOMES éléments.

La CHIMIE ORGANIQUE (Wöhler, synthèse de l'urée (1828) ) et son omniprésente covalence, fait oublier Berzélius ; et Gerhardt (1843), puis Laurent (1846) redécouvrent ce qu'avait dit Gaudin. La thermochimie naissante des années 45 confirme : il faut briser H2 et Cl2 pour donner 2 HCl.

Restaient les étranges variations «graduelles». Cannizzaro sauve la théorie atomique : il y a dissociation progressive. Sainte-Claire Deville confirme. On est en 1856.

Le congrès de Karlsruhe (1860) enterre la hache de guerre entre équivalentistes et atomistes ; mais clairement les atomistes seront avantagés dans leur compréhension de la chimie.

Physiciens et la taille des atomes

La théorie du calorique de Black vient embourber la physique du XVIIIe. Mais en Angleterre, Joule (1848) redécouvre piètrement Bernoulli. Krönig (1856) perfectionne ; Clausius (1857) vient enfin et trouve la vitesse quadratique moyenne.

u = \sqrt{\frac{3\times RT}{M}}, soit 485m/s \times \sqrt{T/273}\times \sqrt{\frac{29}{M}}.

Et il retrouve l'explication d'Avogadro, de Gaudin et autres : l'hydrogène est du dihydrogène ! Verdet le lui persiffla.

La vitesse moyenne était particulièrement élevée ; mais Clausius invente la notion géométrique capitale de libre parcours moyen

L\sim\frac{1}{nS} , avec S = section efficace.

La théorie cinétique des gaz est née ; l'ordre de grandeur du cœfficient de diffusion sera D = 1 / 3. u. L en m2·s-1, comme la viscosité cinématique. Loschmidt en tirera (1865) la valeur de la taille des atomes et le nombre d'Avogadro à la stupeur des physiciens, et W. Thomson-Lord Kelvin rassure la communauté (size of atoms ; Nature 1 (1870), 551-553). Il essaiera vainement de leur donner une structure de nœuds, mais non, ce sera en 1926, l'équation de Schrödinger, puis les équations de Hartree-Fock qui donneront la solution actuelle.

Maxwell, avec ses visions prémonitoires de grand physicien, a déjà compris : pour qu'un véritable dispositif d'unités international naisse, il conviendra de l'établir sur la base des atomes : à peine mesurée, la constante d'Avogadro n'a plus d'intérêt autre qu'anthropomorphique ; dans quelques décennies, il est probable qu'elle ne sera plus enseignée qu'en chimie ; un physicien peut tout à fait s'en passer ; pas un ingénieur, censé travailler pour l'Homme.

Notes et références

  1. Unité de quantité de matière
  2. (en) Peter J. Mohr, Barry N. Taylor et David B. Newell, «CODATA Recommended Values of the Fundamental Physical Constants : 2006», dans Rev. Mod. Phys. , vol.  80, 2008, p.  633–730 texte intégral, lien DOI ]  lien direct vers la valeur.

Voir aussi

Bibliographie

Liens externes

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Principaux mots-clés de cette page : atomes - avogadro - nombre - masse - molécules - nucléons - théorie - constante - grammes - eau - valeur - unité - atomique - volume - milliards - gaz - loi - chimie - physicien - mesure - cinétique - éléments - corps - quantité - matière - relative - particule - proton - conséquent - dihydrogène -

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La version présentée ici à été extraite depuis cette source le 30/11/2010.
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