Expériences pour trouver les rapports de masse atomique

[invite9c236b9b]

Bonjour,

Si on dispose de magnésium métallique, on peut en peser 10 grammes, le faire brûler à l'air libre, peser à nouveau, on trouve 16.58 grammes de MgO, dont on déduit que la masse atomique du magnésium est 10/6.58 fois celle de l'oxygène.

Est-ce que ce type d'expérience est au programme du Bac S, l'avez-vous déjà pratiquée ? La combustion du sodium marche aussi et elle rend très visible le problème de savoir à l'avance qu'il se forme du Na₂O pur et non pas du NaO ou un mélange.

Pour les métaux communs non alcalins il semble que les mélanges sont la règle et les oxydes purs sont l'exception, la solution a plutôt l'air d'être de les faire réagir avec du H₂SO₄,HCl ou HNO₃ concentré, de laisser évaporer puis de peser le sel métallique obtenu. Mais ça pose le problème de connaître le degré d'oxydation et la masse molaire des ions SO₄^2-,NO₃^-,Cl^-. Peser le Cl^- est faisable en classe en utilisant à nouveau le magnésium. Par contre la préparation du magnésium pur n'est pas faisable et difficile d'expliquer comment au XVIIIème siècle ils pouvaient en préparer.

De ce que j'ai compris l'autre méthode complètement différente pour les rapports de masses atomiques c'est d'utiliser la loi des gaz parfaits, qu'un volume de gaz contient le même nombre de molécules quel que soit le gaz, donc en pesant des volumes de différents gaz on a directement les rapports des masses molaires. Mais il faut croire en cette loi issue de l'expérience plus que du raisonnement.

Comment développer le sujet ? Les cours de lycée commencent avec le nombre d'Avogadro alors qu'on n'en a pas besoin et qu'a priori c'est infiniment plus compliqué de l'estimer.

Savez-vous comment ils ont fait historiquement ? Sur gallica.bnf.fr il doit y avoir des cours de chimie début XIXème ça donnerait une idée des expériences qu'ils préconisaient sur ces sujets.

Quelqu'un a fait une vidéo pas très claire sur le rapport des masses atomiques magnésium oxygène et il a eu très peu de vues.
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[invite9c236b9b]

Le raisonnement derrière la loi des gaz parfaits c'est que les molécules de gaz se comportent comme des boules de billard qui n'arrêtent jamais de s'entrechoquer, on peut en être convaincu facilement. Les 3 paramètres sont alors la vitesse moyenne de ces boules v, la masse de chaque boule m, et le nombre de boules N par unité de volume. La densité de masse c'est Nm et la densité d'énergie cinétique c'est v²Nm. La température c'est mv² et la pression c'est Nmv² (le v²m c'est parce qu'à chaque choc contre une paroi une boule imprime une force mv et cette même boule produit v chocs par unité de temps). Donc si les deux sont constantes alors N est constante. Quand on connait la mécanique de Newton et la conservation de l'énergie cinétique, que la pression est constante c'est logique. Mais que la température est constante (ou que ce qu'on mesure avec un thermomètre c'est bien mv²) je trouve ça moins clair.

[moco]

Bojour,
C'est très difficile de répondre à ta question. Car c'est difficile et long de refaire toutes les expériences et leurs interprétations qu'on a faites pendant le 19ème siècle. Tu peux lire à cet effet le Dictionnaire de chimie de Wurtz, établi dans les années 1870, qui traite longuement de toutes ces discussions. Il faut bien dire qu'au 19ème siècle, il y avait deux théories, la théorie des équivalents et celle des atomes. Selon la théorie des équivalents, l'eau était HO ; les masses atomiques de H et O étaient alors respectivement 1 et 8. Ceci correspond au fait que 1 g H se combine à 8 g O pour faire de l'eau. On a aujourd'hui beaucoup de peine à raisonner avec cette théorie abandonnée.
Je trouve qu'il est inutile de refaire tous les raisonnements et toutes les hypothèses qu'il a fallu faire au 19ème, quand on ne connaissait pas le proton, le neutron et l'électron.
Aujourd'hui, quand on enseigne la masse atomique, je ne fais pas de calcul Mg/O comme tu fais. On s'y perd vite. Je dis qu'on fait éclater une étincelle dans une vapeur ou un gaz sous faible pression (c'est de la spectrométrie de masse). Cela arrache des électrons et casse la molécule du gaz. On extrait une fraction de ces ions en les attirant avec une plaque chargée négativement et disposée à une certaine distance de l'étincelle originale. Et sur le trajet de ces ions, on place un gros aimant qui dévie les ions. Les ions légers sont plus déviés que les lourds. En suivant leur trajectoire, on peut déterminer leurs masses. Avec de la vapeur d'eau, on obtient des trajectoires correspondant aux masses 1, 2, 16, 17 et 18. C'est un peu simpliste, car on ne mentionne pas les isotopes H-2, O-17 et O-18. Mais pour commencer un cours de chimie cela suffit.