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RÉSUMÉ
Le nombre d'Avogadro est un invariant physique qui a été proposé comme une hypothèse en 1811, et conceptuellement défini seulement en 1955. Sa détermination est toujours au centre de recherches actuelles. Fortement connecté à de nombreuses unités du système international, une vaste collaboration internationale cherche à "compter" les atomes contenus dans des sphères d'un kilogramme d'un monocristal presque parfait de silicium enrichi en 28Si, afin d'obtenir une valeur plus précise du kilogramme-étalon ce qui permettra en retour de déterminer la constante d'Avogadro.
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Mireille DEFRANCESCHI : Agrégée de chimie - Docteur d'État en sciences physiques
INTRODUCTION
Le nombre d'Avogadro est une des constantes fondamentales. Elle est utilisée par les chimistes pour relier le monde microscopique des molécules à celui macroscopique des expériences et par les physiciens pour définir la masse des objets à partir de leurs constituants élémentaires.
En chimie, on doit tantôt parler de grandes quantités de matière, tantôt de petites. En pratique, un chimiste doit exprimer une « équation chimique » en termes d'atomes ou de molécules et la convertir en termes de masse. On ne peut évidemment pas compter le nombre d'atomes ou de molécules contenus dans un échantillon de matière. Le nombre d'Avogadro permet de compter des particules en mesurant leur masse. Étroitement liée au nombre d'Avogadro, la notion de mole permet de faire le lien entre le monde microscopique des atomes et molécules et le monde macroscopique des grammes, kilogrammes, etc. La connaissance de la constante d'Avogadro permet ainsi la détermination des masses molaires et le prélèvement de quantités de matière d'espèces chimiques.
En physique atomique et moléculaire, on utilise la constante de masse atomique (symbole m u) ou unité de masse atomique unifiée (symbole u) :
avec
nombre d'Avogadro, ce qui donne 1 u = 1,66054 × 10–27 kg.
Le nombre d'Avogadro, ou constante d'Avogadro,
est le nombre d'atomes ou de molécules (sans interaction, au repos et dans leur état fondamental) par mole de substance pure, c'est-à-dire le nombre d'atomes de 12C contenus dans 12 g exactement de carbone 12. Donc ce nombre permet d'exprimer la masse d'un atome de 12C, m(12C), par la relation :
où M (12C) = 12 g · mol–1 est la masse molaire du carbone 12.
relie bien les échelles microscopique et macroscopique.
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 d'unités (SI) : la mole à la puissance moins un, de symbole mol–1.
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Constante d'Avogadro : les déterminations récentes
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2. Notion de mole
Bien après la disparition d'Avogadro, le concept de mole est apparu à la suite d'observations expérimentales qu'une quantité de molécules correspondant à sa masse moléculaire contient un même nombre de molécules. Ce nombre correspond au nombre éponyme d'Avogadro (ou constante d'Avogadro) et que l'on note
(ou L, dans les pays germanophones, en référence à Loschmidt).
La grandeur utilisée par les chimistes pour spécifier la quantité d'éléments chimiques ou de composés chimiques est maintenant appelée « quantité de matière ». La quantité de matière est définie comme étant proportionnelle au nombre d'entités élémentaires d'un échantillon, la constante de proportionnalité étant une constante universelle identique pour tous les échantillons, la constante d'Avogadro.
Après la découverte des lois fondamentales de la chimie, on a utilisé, pour spécifier les quantités des divers éléments et composés chimiques, des unités portant divers noms et qui sont maintenant la « masse molaire atomique » et la « masse molaire moléculaire ». Les « masses atomiques » furent d'abord rapportées à celle de l'élément chimique oxygène, pris par convention égal à 16. Mais, tandis que les physiciens séparaient les isotopes au spectromètre de masse et attribuaient la valeur 16 à l'un des isotopes de l'oxygène, les chimistes attribuaient la même valeur au mélange (de composition légèrement variable) des isotopes 16, 17 et 18 qui constitue l'élément oxygène naturel. Un accord entre l'Union internationale de physique pure et appliquée (UIPPA) et l'Union internationale de chimie pure et appliquée (UICPA) mit fin à cette dualité en 1959, 1960. Depuis lors, physiciens et chimistes ont convenu d'attribuer la valeur 12, exactement, à la « masse atomique » de l'isotope 12 du carbone (carbone 12, 12C), ou selon une formulation plus correcte à la masse atomique relative A r(12C). L'échelle unifiée ainsi obtenue donne les valeurs des masses atomiques et moléculaires relatives, aussi connues sous le nom de masses...
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BIBLIOGRAPHIE
-
(1) - AVOGADRO (A.) - Essai d'une manière de déterminer les masses relatives des molécules élémentaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons. - Journal de Physique, 73, p. 58-76 (1811).
-
(2) - KASTLER (A.) - Le concept d'atomes depuis cent ans. - Journal de Physique Colloque C10, supplément au no 11-12, Tome 34, p. C10-33, nov.-déc. 1973 http://www.dx.doi.org/10.1051/jphyscol:19731004.
-
(3) - LOSCHMIDT (J.) - Zur Größe der Luftmoleküle Sitzungsberichte der kaiserlichen Akademie der Wissenschaften. - Wien, 52(2), p. 395-413 (1865).
-
(4) - PLANCK (M.) - On the law of distribution of energy in the normal spectrum. - Annalen der Physik, vol. 4, p. 553 ff (1901).
-
(5) - PERRIN (J.) - Mouvement brownien et constantes moléculaires. - C. R. Acad. Sci. Paris, 149, p. 477-479 (1909).
-
...
ANNEXES
Particle data group https://pdg.lbl.gov/
Atomic Mass Data Center http://www.nndc.bnl.gov/amdc/web/amdcw_fr.html
Unité de quantité de matière http://www.bipm.org/fr/si/si_brochure/chapter2/2-1/mole.html
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