L’atome en chimie

À la veille du 20^ème siècle, la question de la constitution de la matière reste paradoxalement non tranchée. L’idée que toute substance soit faite d’unités élémentaires, les atomes, n’est encore qu’une hypothèse parmi d’autres, et loin de faire l’unanimité dans la communauté scientifique. Pour que cette notion d’atome, formulée plus de deux millénaires plus tôt par Démocrite, s’impose comme un outil incontournable de la science, il aura fallu près de deux siècles de recherches patientes, souvent indirectes, menées dans des champs très différents : chimie, thermodynamique, optique, électromagnétisme…

Ce n’est en effet qu’à partir de la fin du 18^ème siècle que l’on commence à appliquer à l’étude de la matière la démarche scientifique rigoureuse introduite par Galilée et érigée en système par Newton, une démarche fondée sur des modèles mathématiques étroitement associés à l’expérimentation.

Trois domaines de recherche vont alors jouer un rôle essentiel dans la progressive réhabilitation, cette fois scientifique, de l’atomisme antique :

• La chimie, en mettant en évidence des lois de combinaison suggérant des entités discrètes de matière ;
• La théorie cinétique des gaz, qui modélise les propriétés thermodynamiques des gaz à partir de particules en mouvement ;
• La cristallographie, qui révèle des structures régulières et ordonnées, difficilement explicables sans faire appel à une architecture atomique sous-jacente.

C’est à travers ces trois domaines que la notion d’atome va passer du statut de spéculation philosophique à celui de concept opératoire en science. Nous allons retracer ici, très succinctement, les principales étapes de ce cheminement, en commençant par aborder la question de l’apparition de la notion d’atome en chimie.

Pendant près de deux millénaires, l’idée que la matière puisse être constituée d’éléments indivisibles, les atomes, resta confinée au domaine de la philosophie. Qu’ils soient atomistes comme Démocrite, ou opposés à cette vision comme Platon ou Aristote, les penseurs de l’Antiquité n’avaient ni les outils, ni la méthode pour soumettre leurs hypothèses à l’épreuve de l’expérience. Il faudra attendre la fin du 18^ème siècle pour que la question de la constitution de la matière commence à être traitée selon une approche scientifique rigoureuse.

C’est en effet à travers les premières lois quantitatives de la chimie que l’atomisme va progressivement s’imposer. Les travaux sur les lois de conservation et les proportions constantes vont faire émerger la nécessité de supposer l’existence d’unités discrètes de matière, non pour des raisons philosophiques, mais parce que c’est la seule manière cohérente d’interpréter les résultats expérimentaux.

Ce sont surtout les réactions chimiques, étudiées avec une précision croissante grâce à des instruments comme la balance, qui vont venir contredire l’ancienne conception aristotélicienne selon laquelle toute matière serait composée de quatre éléments fondamentaux (terre, feu, eau et air).

Dans cette transformation décisive de la chimie en une science expérimentale et quantitative, trois grandes figures vont jouer un rôle central :

• Le Français Antoine Lavoisier, qui établit la loi de conservation de la masse et initie une nouvelle nomenclature chimique ;
• L’Anglais John Dalton, qui propose la première théorie atomique moderne fondée sur les lois pondérales ;
• Le Russe Dimitri Mendeleïev, qui ordonne les éléments selon leur masse atomique et propose ainsi le tableau périodique.

C’est à travers leurs contributions que la notion d’atome va cesser d’être un concept spéculatif pour devenir un outil explicatif central de la chimie.

La chimie avant Lavoisier

Avant de devenir une science quantitative fondée sur la mesure, la chimie s’est longtemps développée dans un cadre mêlant savoirs pratiques, spéculations philosophiques et traditions alchimiques. Pendant des siècles, l’étude des transformations de la matière ne repose pas encore sur des bilans précis ni sur une théorie cohérente des éléments chimiques. Elle s’inscrit plutôt dans une vision qualitative du monde, héritée en grande partie de la philosophie antique.

Dans la tradition aristotélicienne, la matière est pensée à partir de quatre éléments fondamentaux : la terre, l’eau, l’air et le feu. Ces éléments ne correspondent pas à des substances chimiques au sens moderne, mais à des principes généraux permettant de décrire les qualités des corps : sec, humide, chaud, froid. Cette conception permet d’interpréter les changements de la matière comme des transformations entre qualités, mais elle ne fournit pas de méthode expérimentale rigoureuse pour analyser la composition réelle des substances.

L’alchimie s’inscrit dans ce contexte. Elle cherche à comprendre les transformations de la matière, mais ses objectifs dépassent souvent ce que nous appellerions aujourd’hui la chimie : transmutation des métaux, recherche de la pierre philosophale, élixir de longue vie. Pourtant, malgré ses dimensions symboliques et parfois mystiques, l’alchimie joue un rôle important dans l’histoire des sciences. Les alchimistes développent des techniques expérimentales essentielles : distillation, sublimation, calcination, dissolution, cristallisation. Ils perfectionnent également des instruments de laboratoire et accumulent une connaissance pratique des substances, des minerais, des acides, des sels et des métaux.

À partir du 17^ème siècle, cette tradition commence progressivement à se transformer. Des savants comme Robert Boyle critiquent les conceptions héritées de l’alchimie et de l’aristotélisme. Dans The Sceptical Chymist publié en 1661, Boyle remet en cause l’idée que la matière puisse être expliquée par quelques principes traditionnels, qu’il s’agisse des quatre éléments aristotéliciens ou des trois principes alchimiques que sont le soufre, le mercure et le sel. Il insiste sur la nécessité de définir les corps simples à partir de l’expérience, c’est-à-dire comme des substances que l’on ne parvient pas à décomposer davantage par les moyens disponibles.

Parallèlement, les progrès techniques et expérimentaux permettent d’étudier plus précisément les gaz, les combustions et les réactions chimiques. Des chercheurs comme Jan Baptist van Helmont introduisent la notion de “gaz” au 17^ème siècle, tandis que Stephen Hales met au point des dispositifs permettant de recueillir et mesurer les gaz produits par certaines réactions. Au 18^ème siècle, Joseph Black identifie le dioxyde de carbone, Henry Cavendish étudie l’hydrogène, et Joseph Priestley ainsi que Carl Wilhelm Scheele isolent l’oxygène. Ces découvertes montrent peu à peu que l’air n’est pas un élément simple, mais un mélange de plusieurs gaz aux propriétés distinctes.

Cependant, malgré ces avancées, la chimie reste encore prisonnière d’un cadre interprétatif imparfait : la théorie du phlogistique. Selon cette théorie, les corps combustibles contiendraient un principe appelé phlogistique, supposé s’échapper lors de la combustion. Cette idée permet d’organiser certains phénomènes connus à l’époque, mais elle se heurte progressivement aux résultats expérimentaux, notamment aux mesures de masse. Le fait que certains métaux gagnent de la masse lorsqu’ils sont calcinés devient difficile à expliquer dans ce cadre.

C’est précisément sur ce point que la rupture opérée par Lavoisier sera décisive. En introduisant une chimie fondée sur la mesure précise des masses, il transforme l’étude des réactions chimiques en une science quantitative. Là où la chimie pré-lavoisienne décrivait surtout les qualités et les transformations apparentes des substances, Lavoisier impose une nouvelle exigence : établir des bilans, identifier les réactifs et les produits, et montrer que la matière se conserve au cours des réactions.

Ainsi, la chimie avant Lavoisier ne doit pas être réduite à une simple préhistoire confuse. Elle constitue une période de transition essentielle, où se mettent en place les instruments, les gestes expérimentaux et les premières observations qui rendront possible la chimie moderne. Lavoisier ne surgit pas dans le vide : il hérite d’un ensemble de techniques et de découvertes, mais il leur donne un cadre conceptuel nouveau, fondé sur la mesure, la nomenclature et la conservation de la masse.

Les travaux de Lavoisier (1772 – 1789)

Même si de nombreuses découvertes avaient été réalisées dès la seconde moitié du 17^ème siècle, la chimie moderne, comprise comme l’étude systématique des réactions chimiques à l’aide d’une méthode expérimentale rigoureuse, ne commence véritablement qu’au 18^ème siècle. C’est à cette époque que la discipline se détache de l’alchimie et des conceptions héritées de la philosophie antique, pour devenir une science fondée sur l’observation, la mesure et la modélisation rationnelle.

Au cœur de cette transformation, le chimiste français Antoine Lavoisier joue un rôle déterminant. Dans les années 1770 –1780, il apporte trois contributions majeures qui jettent les bases de la chimie moderne et préparent le terrain à la redécouverte scientifique de l’atomisme :

1. Il propose une définition claire de ce qu’est un élément chimique ;
2. Il démontre que ni l’air ni l’eau ne sont des entités élémentaires, contredisant ainsi la théorie aristotélicienne des quatre éléments ;
3. Il énonce la loi de conservation de la masse lors des réactions chimiques.

Ces avancées sont en grande partie rendues possibles par l’attention portée par Lavoisier à la précision des instruments de mesure, en particulier des balances. Cette rigueur expérimentale lui permet de peser avec exactitude les réactifs et les produits de ses expériences, une démarche encore nouvelle à l’époque.

Dans son Traité élémentaire de chimie (1789), Lavoisier propose une définition opératoire de l’élément chimique, fondée non sur la nature intrinsèque de la substance, mais sur les limites de l’analyse expérimentale : « Si nous attachons au nom d’élément ou principe des corps, l’idée du dernier terme auquel parvient l’analyse, toutes les substances que nous n’aurons pu décomposer par aucun moyen sont pour nous des éléments. » Lavoisier reconnaît que ces corps « simples » pourraient eux-mêmes être composés de constituants plus fondamentaux, mais tant qu’aucune expérience ne permet de les décomposer, ils sont considérés comme élémentaires. Cette définition modeste mais pragmatique reste d’actualité : à chaque époque, l’élémentarité d’une particule est relative à l’état des connaissances et des moyens d’investigation. Les atomes eux-mêmes, considérés comme indivisibles au 19^ème siècle, seront plus tard décomposés en électrons, noyaux, puis en protons, neutrons, et enfin en quarks. Cette quête d’élémentarité est guidée non par un absolu philosophique, mais par la recherche de modèles plus simples et cohérents pour décrire les phénomènes.

Avant Lavoisier, la théorie dominante pour expliquer la combustion était celle du phlogistique, développée par le chimiste allemand Georg Ernst Stahl à la fin du 18^ème siècle. Selon cette théorie, les substances combustibles contenaient un « principe du feu », le phlogiston, qui se libérait pendant la combustion. L’idée s’inspirait des quatre éléments fondamentaux de la tradition grecque, en particulier du feu. Lavoisier réfute cette théorie dès 1772 grâce à ses expériences de calcination des métaux. Il constate que, loin de perdre de la masse en brûlant (comme l’impliquerait une perte de phlogiston), les métaux gagnent en masse. Cette augmentation s’explique par la combinaison avec un composant de l’air, qu’il identifie bientôt comme un gaz distinct : l’oxygène.

Dans les années suivantes, Lavoisier démontre que ni l’air, ni l’eau ne sont des éléments, contrairement à ce qu’enseignait Aristote. Il s’appuie pour cela sur les travaux de Joseph Priestley et Wilhelm Scheele, qui avaient isolé et décrit l’oxygène respectivement en 1773 et 1774. Lavoisier montre que l’air est un mélange de plusieurs gaz, dont l’un favorise la combustion (l’oxygène), et l’autre semble ne pas y participer (il le nomme « air méphitique », futur azote). Il donne à l’oxygène son nom actuel en 1778, croyant à tort qu’il était à l’origine de tous les acides.

Il mène également, en 1783, une série d’expériences décisives avec Henry Cavendish sur la composition de l’eau. En faisant réagir de l’hydrogène et de l’oxygène sous l’effet d’une étincelle électrique, ils montrent que ces deux gaz forment de l’eau dans des proportions bien définies. Lavoisier en conclut que l’eau est un composé, et non un élément, bouleversant une autre croyance héritée de la philosophie naturelle ancienne.

En 1789^[1], Lavoisier formule l’un des principes les plus fondamentaux de la chimie : la loi de conservation de la masse. Lors d’une réaction chimique, la masse totale des réactifs est égale à celle des produits. C’est ce principe qu’il résumera, dans une formule devenue célèbre (même si la formulation originale diffère) : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. » Cette loi permettra aux chimistes d’établir des bilans de masse précis, et de raisonner en termes de proportions fixes entre substances, ce qui ouvrira la voie à la théorie atomique de Dalton.

Enfin, Lavoisier est aussi l’un des premiers à tenter une nomenclature systématique des substances chimiques. Il dresse une liste de corps simples, incluant des éléments encore valides aujourd’hui (oxygène, hydrogène, azote, soufre, zinc…), mais aussi des entités comme la lumière ou la chaleur, alors considérées comme matérielles.

Avec Lavoisier, la chimie devient une science quantitative. En remettant en cause les traditions anciennes par l’expérience, il inaugure une méthode nouvelle, rigoureuse, qui fera école. On peut à juste titre le considérer comme l’un des pères fondateurs de la chimie moderne, et l’un des premiers jalons sur le chemin menant à l’idée d’un monde matériel composé de briques élémentaires.

La théorie atomique de John Dalton (1808)

À la fin du 18^ème siècle, la chimie se structure autour de lois expérimentales de plus en plus précises. Après avoir établi la conservation de la masse, les chimistes cherchent à comprendre comment les substances se combinent. En 1794, Joseph Proust énonce la loi des proportions définies : lorsqu’un composé est formé à partir de deux éléments, les masses de ces éléments sont toujours présentes dans le même rapport, quelles que soient les conditions d’obtention du composé. Ainsi, dans l’eau, la masse d’oxygène est toujours huit fois plus grande que celle d’hydrogène ; dans le chlorure de sodium, la masse de chlore est toujours environ une fois et demie celle du sodium. Quel que soit le laboratoire, le protocole ou la quantité produite, ces rapports restent constants.

Cette régularité étonnante suggérait que la matière n’est pas continue, mais constituée d’unités fixes qui se combinent selon des proportions discrètes. C’est dans ce contexte que le chimiste britannique John Dalton entreprend, au début du 19^ème siècle, d’interpréter ces lois au moyen d’une théorie nouvelle de la structure de la matière. En étudiant systématiquement les rapports de masse dans divers composés, il formule en 1803 la loi des proportions multiples : lorsque deux éléments peuvent former plusieurs composés différents, les masses de l’un qui se combinent à une même masse de l’autre sont dans des rapports simples, comme 1 à 2, ou 2 à 3. Par exemple, le carbone peut s’unir à l’oxygène en donnant un premier composé contenant une certaine quantité d’oxygène, et un second composé en contenant exactement le double : une régularité difficile à expliquer sans supposer l’existence d’unités élémentaires.

Dalton expose sa théorie atomique dans son ouvrage A New System of Chemical Philosophy (1808) ^[2]. Il propose alors que la matière est formée de particules indivisibles, les atomes, caractérisées par des masses propres et impossibles à créer ou détruire dans les réactions chimiques. Les atomes d’un même élément, selon lui, sont identiques entre eux, tandis que ceux d’éléments différents possèdent des masses distinctes. Les composés résultent ainsi de la combinaison de plusieurs atomes en proportions simples, reflet direct des rapports de masse observés expérimentalement.

Cette théorie donne enfin une interprétation cohérente et unificatrice aux lois établies par Proust et Lavoisier, tout en ravivant les intuitions de Démocrite dans un cadre expérimental. On va se référer une première fois à Charles Lévêque, Revue des Deux Mondes (1869) : « Après avoir constaté ces intéressants phénomènes, Dalton eut l’ambition de les interpréter théoriquement. Pour expliquer le jeu si merveilleusement régulier des combinaisons chimiques, il eut recours à une hypothèse très claire dont il sut encore augmenter la clarté. Évoquant les corpuscules autrefois imaginés par Démocrite, il supposa que les parties dernières qui s’associent dans les corps mis en présence sont des atomes d’une étendue réelle et d’un poids constant. »

Dalton crée une première liste de symboles chimiques pour représenter les éléments et composés impliqués dans les réactions. Cette liste, encore très rudimentaire, comprend l’hydrogène, le carbone, l’azote, l’oxygène, le soufre, le phosphore, et une série de combinaisons binaires. Il attribue à chaque atome une masse atomique relative, exprimée en multiple de celle de l’hydrogène, qu’il fixe arbitrairement à 1 : « En 1804, Dalton étudiait à Manchester la composition de deux gaz, le gaz des marais et le gaz oléfiant, formés l’un et l’autre d’hydrogène et de charbon. Il reconnut que, la quantité de charbon restant la même, le gaz oléfiant renferme exactement moitié moins d’hydrogène que le gaz des marais. Frappé de cette proportion de 2 à 1, il voulut étudier au même point de vue la composition de l’acide carbonique et de quelques autres corps. » (Charles Lévêque). Cette nomenclature annonce la structure du tableau périodique qui émergera plus tard avec Mendeleïev. Toutefois, les valeurs proposées par Dalton sont approximatives, notamment parce qu’il ignorait la structure moléculaire réelle de certaines substances.

La théorie de Dalton, bien qu’ingénieuse, souffre de plusieurs limites. Par exemple, il suppose que les molécules sont formées d’atomes simples, sans imaginer que des molécules composées de plusieurs atomes d’un même élément chimique (molécules dite homonucléaires) comme O₂ puissent exister. Ainsi, il attribue à l’oxygène une masse atomique de 7 (au lieu de 16), erreur due non seulement aux instruments de mesure de l’époque, mais aussi à une conception incomplète des structures moléculaires : « Quoi de plus simple effectivement que les différences de 1 à 2, 1 à 3, 2 à 3, 1 à 4, qui expriment ces rapports ? C’est là ce qu’on a nommé la loi des proportions multiples, dont la formule a été trouvée par Dalton. » (Charles Lévêque). Ces imprécisions alimenteront les critiques de certains chimistes, comme Marcellin Berthelot, qui défendront une vision plus énergétique et continue de la matière, rejetant l’idée d’entités discrètes comme les atomes.

Malgré ces défauts, la théorie atomique de Dalton structure la chimie du 19^ème siècle et offre un cadre de pensée unificateur, combinant loi de conservation (Lavoisier), loi des proportions définies (Proust), et loi des proportions multiples (Dalton). Elle ouvre également la voie à une classification systématique des éléments et des composés : « Après avoir défini ces corps, Lavoisier montra qu’ils étaient doués du pouvoir de s’unir entre eux et de former par là des corps composés sans que cette union entraîne la moindre perte de substance… » (Charles Lévêque).

La théorie atomique de Dalton marque une avancée décisive dans la compréhension de la matière. En postulant l’existence d’atomes de masses différentes et en montrant que ceux-ci s’associent selon des rapports simples et réguliers, il pose les fondements d’une vision structurelle et quantitative de la chimie. Mais très vite, au fur et à mesure que de nouveaux éléments chimiques sont découverts et que leurs propriétés sont étudiées, un nouvel enjeu émerge : comment organiser rationnellement cette diversité croissante ? Comment établir une classification capable de rendre compte à la fois des propriétés chimiques des éléments et de leur masse atomique ?

La tentative de réponse à cette question conduira, plusieurs décennies après Dalton, à l’un des grands tournants de l’histoire de la chimie : l’élaboration par Dimitri Mendeleïev du tableau périodique des éléments. Ce tableau, en associant logique et prédiction, prolongera l’héritage de Dalton tout en révélant une profonde régularité dans l’ordre du monde atomique.

Du modèle atomique au tableau périodique

C’est le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius^[3] qui le premier a fourni des déterminations exactes des poids atomiques de très nombreuses molécules et d’atomes. Berzelius était convaincu par la théorie atomiste de Dalton. Il avait par ailleurs étudié les découvertes d’Avogadro et de Gay-Lussac sur le comportement des gaz (cf. chapitre sur la théorie cinétique des gaz).

Contrairement à Dalton qui pensait que pour faire une molécule d’eau il fallait un atome d’oxygène et un atome d’hydrogène, Avogadro déduisit des travaux de Gay-Lussac sur les combinaisons gazeuses qu’il fallait au contraire admettre que l’eau contenait deux atomes d’hydrogène pour un atome d’oxygène. Ce dernier avait en effet constaté en 1808 qu’en combinant deux volumes de gaz d’hydrogène avec un volume d’oxygène, on obtenait un volume d’eau. A cette occasion Avogadro avait pour la première fois clarifié la distinction entre les notions de molécule et d’atome. Berzelius introduisit alors dans la continuité d’Avogadro l’idée fondamentale qu’une molécule n’était pas nécessairement constituée d’un seul atome du même type.

A partir de 1815, il rectifia les chiffres fournis préalablement par Dalton. Il déduisit de ses propres expériences, qui avaient été réalisés avec une précision jusqu’alors inédite, les poids atomiques et moléculaires de plus de deux mille composés chimiques. En 1818, il publiera une liste très complète des poids atomiques dans son « Essai sur la théorie des proportions chimiques ».

Dans le cadre de ce travail d’inventaire, Berzelius adopta l’usage d’une notation chimique dont le principe a été universellement adopté et qui est toujours en vigueur aujourd’hui. Il représenta les atomes par des lettres, initiales des noms latins des éléments : O signifiait un atome d’oxygène, H un atome d’hydrogène, K un atome de potassium, S un atome de soufre, et ainsi de suite. Des lettres juxtaposées représentaient les corps composés, et chacune d’elles était affectée d’un coefficient qui indiquait le nombre des atomes entrant dans la combinaison moléculaire. Ainsi l’eau était représentée par H₂O, l’acide sulfurique par H₂SO₄, et ainsi de suite.

Malgré les explications qu’elles donnaient aux différentes lois (proportions définies, proportions multiples), la théorie atomiste ne fut pas unanimement reconnue par l’ensemble de la communauté des chimistes de l’époque. On peut citer le chimiste français Jean-Baptiste Dumas en 1837 dans « Leçons sur la philosophie chimique » : « La facilité avec laquelle tous les phénomènes de l’analyse quantitative ont été expliqués ou prévus en partant du principe de l’existence des atomes a fait adopter généralement les vues de Dalton ; mais la base même de ces vues n’a point été démontrée… Pour expliquer les lois de la Chimie quantitative, est-il indispensable au surplus de recourir à la supposition des atomes ? Est-il nécessaire d’admettre l’insécabilité des particules matérielles entre lesquelles se passent les actions chimiques ? À cette question je répondrai ici sans hésiter : Non, cela n’est pas nécessaire ; non, parmi tous les faits de la Chimie, il n’en est aucun qui oblige à supposer que la matière soit formée de particules insécables, il n’en est aucun qui donne quelque certitude ou même seulement quelque probabilité touchant l’insécabilité de ces particules…

Les idées atomiques … étaient pour ainsi dire oubliées, lorsque s’éleva entre Descartes et Gassendi, il y a maintenant deux siècles, une discussion remarquable qui ramena les esprits à ces questions. C’était au temps où Galilée combattait la Physique scolastique par ses découvertes et la foudroyait avec de nouvelles et admirables expériences. Descartes voulait refaire le roman de la nature. Regardant l’étendue connue divisible à l’infini, appliquant à la matière le même principe, il rejetait l’existence des atomes et bâtissait son système sans les admettre. Gassendi, tout au contraire, l’adversaire le plus constant de Descartes et son digne adversaire, Gassendi compose l’univers d’atomes. Tel était l’état des choses, à l’époque où furent reconnues les proportions chimiques, et où Dalton, s’appuyant sur elles, fit revivre les atomes. Mais si les atomes ne sont pas mieux établis par la raison pure, si l’expérience des chimistes ne donne rien qui oblige à les admettre, la théorie actuelle doit offrir mille difficultés fort épineuses car elle pèche par la base… Vous verrez que toutes les idées les plus probables mises en avant dans cette théorie ont été démenties par l’expérience, comme si vraiment on avait voulu donner raison à cette proposition de Fontenelle : Quand une théorie paraît probable, soyez sûr qu’elle est fausse ». A cette époque, le chimiste Jean-Baptiste Dumas exerçait une grande influence dans le monde de la chimie, il ne s’agissait donc pas d’un avis isolé sur la théorie atomiste.

L’alternative proposée par ces chimistes est la théorie des équivalents. Cette théorie repose sur l’idée que les substances chimiques réagissent entre elles dans des proportions fixes mesurées en masses. Un équivalent est ainsi défini comme la quantité d’une substance qui réagit avec 1g d’hydrogène ou 8g d’oxygène par exemple. A titre d’exemple, 1 gramme d’hydrogène réagit avec 8g d’oxygène pour former 9 grammes d’eau. Dans cette théorie, 8g d’oxygène est considéré comme un seul équivalent d’oxygène. Dans cette théorie, nul besoin d’avoir recours à une théorie atomique pour expliquer les réactions chimiques et prédire les proportions dans lesquelles les éléments chimiques réagissent.

C’est au chimiste français (alsacien pour être précis) Charles Frédéric Gerhardt^[4] que l’on doit en 1843 une première tentative de réconciliation entre la théorie atomiste et la théorie des équivalents. Il y avait à cette époque une grande confusion entre les notions d’équivalents, d’atomes et de molécules, ce qui conduisait à des formules chimiques incohérentes. L’exemple le plus simple est celui de l’eau qui était souvent notée HO et non H₂O. Gerhardt mènera de nombreuses études sur les la classification des composés chimiques et de leur notation. Gerhardt, avec son ami Auguste Laurent, propose d’utiliser les vraies masses moléculaires, calculées avec la loi d’Avogadro (rapport entre la densité d’un gaz et sa masse moléculaire) pour écrire des formules chimiques cohérentes. Il a ainsi modernisé la théorie des équivalents en la rattachant à une vision moléculaire et atomiste.

Malgré les détracteurs de la théorie atomique, la nomenclature des éléments chimiques élémentaires continuera progressivement de s’enrichir au cours du 19^ème siècle. Lors du premier congrès international de chimie qui s’est tenu en septembre 1860 à Karlsruhe en Allemagne, une première liste officielle d’éléments atomiques et de leur masse a été adoptée sur la base d’un projet établi par le chimiste italien Stanislao Cannizzaro^[5]. Jusqu’à ce congrès international, les noms des composés chimiques, leurs formules ou leur masse pouvaient différer d’un pays européen à l’autre, ce qui nuisait évidemment grandement à la communication entre les chimistes.

Ce congrès de Karlsruhe aura été profondément influencé par les travaux de Gerhardt que l’on vient d’évoquer. Ainsi son système de notation a permis aux chimistes d’adopter des bases communes proposées par Cannizzaro. Tous les plus grands chimistes de l’époque étaient conviés, y compris les anti-atomistes tel que le Français Jean-Baptiste Dumas que l’on vient de mentionner. Leur présence ne rendit évidemment pas la recherche d’un consensus aisé. Pour autant, lors de ce congrès furent par exemple adoptées les masses atomiques de l’hydrogène, du carbone ou de l’oxygène, respectivement de 1, 12 et 16, ce qui nécessitait au préalable d’admettre que des gaz tel que l’hydrogène ou l’oxygène étaient composés de molécules diatomiques et non monoatomiques.

En revanche, il n’y eu pas d’accord sur la définition des termes atomes ou des molécules, ce qui illustre parfaitement le fait que cette notion d’atome n’était pas unanimement admise malgré les travaux de Dalton, d’Avogadro, de Berzelius ou de Cannizzaro. Pour avoir un ordre d’idée sur l’avancement de l’inventaire des atomes, les chimistes avaient répertorié 56 éléments atomiques en 1863 et 64 en 1872, soit presque le double de ce que Berzelius avait répertorié en 1818.

Pour résumer la pensée dominante dans le milieu de la chimie au milieu du 19^ème siècle on peut citer les propos du sénateur et député français Paul de Rémusat en 1855 dans « Des Atomes et d’une révolution tentée dans la chimie » publié dans la Revue des deux mondes : « L’expérience de tous les jours montre que les corps peuvent être réduits en parties fort petites, et cette divisibilité ne semble avoir que la limite opposée par la grossièreté de nos organes et de nos instruments. Lorsqu’un corps est réduit en une poudre impalpable, les grains de cette poudre paraissent à l’œil armé d’un microscope pouvoir toujours, quelques petits qu’ils soient, subir une nouvelle division. Cette divisibilité des corps n’a-t-elle aucune limite, ou au contraire pourrait-on arriver, après un grand nombre de sections, à des parcelles persistantes, inaltérables et indivisibles ? Sans nous étendre davantage sur les conséquences de la physique corpusculaire ou de la théorie atomistique dans l’antiquité, nous passerons à des temps plus modernes. Longtemps elle eut mauvaise réputation, et ce n’est qu’aux XVIIe et XVIIIe siècles que la question fut de nouveau soulevée. Descartes, Newton, Leibnitz … s’en occupèrent et la purifièrent de toute hérésie. Aujourd’hui les chimistes supposent le problème résolu, et leurs doctrines impliquent l’existence des atomes …

De certaines substances, en petit nombre, on ne peut retirer qu’une sorte de matière. Quel qu’actifs que soient les agents auxquels on les soumet, on ne réussit pas à les décomposer en des éléments divers. On ne peut ni les simplifier, ni les altérer, au moins par les forces dont disposent aujourd’hui la chimie et la physique ; on les appelle corps simples ou éléments. Ainsi le fer est un corps simple, il peut se combiner à d’autres substances, mais il est indécomposable ; de quelque façon qu’on le traite, on n’en peut retirer que du fer. Dire que ce corps s’est transformé, corrompu ou altéré par un séjour prolongé dans l’air, l’eau, etc., c’est prononcer des mots vides de sens. Lorsqu’il se rouille, ce n’est pas une décomposition qu’il éprouve, c’est une combinaison qu’il forme avec cette partie respirable de l’air à laquelle Lavoisier a donné le nom d’oxygène ».

Le tableau périodique des éléments atomiques – Mendeleïv (1869)

Le grand nombre de composants chimiques élémentaires avait conduit dès le milieu des années 1850 à un effort de classification. On savait qu’il existait des familles d’éléments chimiques ayant des propriétés chimiques similaires, par exemple la famille des halogènes (fluor, chlore, brome, iode) ou celle des métaux alcalins (lithium, sodium, potassium). Mais la mise en évidence d’un lien entre ces familles de composants chimiques et les poids atomiques est l’œuvre d’un chimiste très connu, le russe Dimitri Mendeleïv.

La nomenclature chimique fera l’objet en 1869^[6] d’une première classification structurée proposée par Mendeleïv. Le premier tableau périodique ainsi constitué comprenait 63 éléments atomiques. Celui-ci a ainsi classé les éléments par masse croissante et a constaté une périodicité dans les propriétés chimiques de ces éléments. Il énoncera que « les propriétés des corps simples, la constitution de leurs combinaisons, ainsi que les propriétés de ces dernières sont des fonctions périodiques des poids atomiques des éléments ». Ce qu’on pourrait traduire dans le vocable d’aujourd’hui par, les propriétés des atomes, la constitution des molécules, ainsi que les propriétés de ces dernières sont des fonctions périodiques des numéros atomiques des atomes.

Classification de Dalton	Classification de Mendeleïv

Comme vous le savez sans doute, la première version du tableau de Mendeleïv avait un certain nombre de cases vides, ce qui a permis d’orienter les recherches vers la découverte de ces éléments manquants, découvertes qui ont conforté la classification proposée par Mendeleïv. Pour combler trois places restées inoccupées, à côté de l’aluminium, du titane et du silicium, le chimiste russe n’avait pas hésité à prédire l’existence de corps simples non encore découverts et dont les propriétés pouvaient être prévues. Il les appela ékaluminium, ékabore et ékasilicium (le préfixe éka provient du sanscrit et signifie un).

La masse atomique prédite par Mendeleïv pour ces trois éléments était respectivement de 68, 44 et 72. Cette prédiction fut confirmée par le français Lecoq de Boisbaudran en 1875, le suédois Nilson en 1879, et l’allemand Winkler en 1886, qui découvrirent respectivement les trois nouveaux métaux, le gallium, le scandium et le germanium, qui avaient exactement les poids atomiques et les propriétés prédites par Mendeleïv. Pour l’anecdote, le nom de gallium a été donné par Lecoq en l’honneur de sa patrie d’origine, la France (dérivé de Gaule). Et en réaction, les noms de scandium et de germanium ont été donnés respectivement en l’honneur de la Scandinavie et de l’Allemagne par Nilson et Winkler. Cette anecdote illustre l’importance de la prise en compte du contexte politique européen de l’époque pour la compréhension historique des découvertes scientifiques. On y reviendra dans le chapitre sur l’élaboration du modèle atomique, notamment avec la découverte de l’électron.

Il faut bien garder en tête qu’à l’aube du 20^ème siècle, on ne parle pas encore de numéro atomique, comme on le fait aujourd’hui classiquement dans la présentation de ce tableau, pour une raison simple c’est que les concepts de protons, neutrons ou d’électrons n’étaient pas encore connus. C’est la masse unitaire (masse rapportée à celle de l’hydrogène) qui était le critère de classification des atomes. En 1871, Mendeleïv proposera une classification légèrement différente de sa version initiale de 1869. Les éléments atomiques étaient dorénavant rangés en huit colonnes. On y trouvait dans la première colonne les métaux alcalins tels que le lithium ou le sodium, dont les propriétés sont proches de celles de l’hydrogène ou dans la septième colonne les halogènes, tels que le fluor ou le chlore dont la propriété est justement de se lier facilement aux alcalins.

La classification des atomes sera progressivement enrichie au cours du 19^ème, du 20^ème et même au début du 21^ème siècle pour aboutir à celle connue de tout le monde aujourd’hui (cf. tableau ci-dessous^[7]). Il fallut toutefois une bonne trentaine d’années pour que cette table périodique soit universellement reconnue. Dans la classification moderne, un certain nombre de colonnes ont été introduites, on en trouve aujourd’hui 18 contre 8 en 1871. Les lignes horizontales correspondent schématiquement au nombre de couches électroniques qui entourent le noyau, et les colonnes verticales correspondent un niveau de remplissage de ces couches. Les propriétés chimiques des atomes sont liées au nombre d’électrons présents dans la dernière couche électronique.

Une des principales différences entre le tableau de Mendeleïv et sa version actuelle est l’introduction de la dernière colonne, celle des gaz rares ou gaz nobles qui n’avait pas été identifiée par Mendeleïv. Les gaz rares n’interagissent pas avec les autres atomes, parce que leur dernière couche électronique est complètement remplie. Il fallut attendre 1894 et la découverte par le britannique Ramsay de gaz présents dans l’atmosphère qui ne possèdent aucune réactivité avec les autres composants chimiques élémentaires (le néon et le krypton). La dénomination de gaz « rare » est impropre et il faudrait plutôt utiliser systématiquement la dénomination de gaz « noble ». Le terme rare fut employé à l’occasion de leur découverte parce qu’il était très difficile de les détecter en raison de leur faible réactivité avec les autres éléments chimiques. Il est également vrai qu’ils ne sont présents qu’en faible quantité dans l’atmosphère (environ 1% d’Argon, mais à peine 0,0005 % d’Hélium), mais des éléments atomiques tout aussi rares avaient été identifiés bien plus tôt, sans porter cette dénomination. Par ailleurs cette rareté est une spécificité de l’atmosphère terrestre, certains de ces gaz étant très présents dans l’Univers. L’exemple emblématique est bien évidemment celui de l’hélium qui représente environ 25% de la masse totale de l’Univers (hors matière noire et énergie sombre). Plusieurs raisons expliquent cette rareté de l’hélium dans l’atmosphère : l’hélium est très léger, il n’est donc pas retenu dans l’atmosphère par la gravité terrestre ; les gaz rares ne se sont pas fixé dans les roches lors de la formation de la Terre, du fait de leur absence d’interaction avec les autres éléments chimiques ; lors de la formation de la Terre, dans les régions proches du soleil, les gaz plus légers ont été soufflés par le vent solaire (les planètes plus lointaines et plus massives ont pu au contraire retenir une quantité plus importante de ces gaz).

Le tableau périodique actuel est indexé sur le numéro atomique de chaque atome, qui correspond au nombre d’électrons et au nombre de protons. La masse atomique est la moyenne des masses atomiques de tous les isotopes au prorata de leur abondance sur la Terre. Le tableau périodique comprend 118 éléments atomiques dont 94 sont des éléments naturellement présents sur notre planète. Les autres éléments ont été produits artificiellement par l’homme. Le tableau de Mendeleïv apporte un argument majeur à la théorie atomiste en décrivant l’ensemble de la matière ordinaire par des assemblages d’atomes, considérés comme des entités élémentaires de la matière.

La périodicité du tableau de Mendeleïv pouvait laisser penser que les atomes avaient une structure, qu’ils pouvaient être composés d’entités plus petites qui lorsqu’elles s’empilaient finissaient par revenir à un autre atome dont les propriétés chimiques étaient similaires. La régularité et la symétrie du tableau des éléments atomiques proposé par Mendeleïv suggérait également une certaine régularité et symétrie pour la structure elle-même des atomes. Cette recherche d’une certaine simplicité dans la structure atomique guidera par la suite les physiciens dans l’élaboration du modèle atomique, on y reviendra dans la rubrique spécifique consacrée à ce sujet.

La construction progressive du tableau périodique, en particulier à travers les travaux de Mendeleïev, a permis d’ordonner les éléments chimiques selon leur masse atomique (puis, plus tard, selon leur numéro atomique), en révélant des régularités dans leurs propriétés physico-chimiques. Cette structuration du savoir chimique autour d’éléments simples réactifs les uns avec les autres posait les bases d’une compréhension fine de la matière. Mais pour aller plus loin dans l’intelligibilité des comportements chimiques et physiques, il devenait nécessaire de comprendre comment les atomes eux-mêmes interagissent dans des systèmes complexes, et notamment dans les états de la matière.

Le comportement des gaz, longtemps source de perplexité, allait ainsi offrir un terrain d’exploration théorique et expérimental décisif. Des phénomènes aussi simples en apparence que l’expansion d’un gaz, la diffusion, ou la relation entre pression et température allaient, au 19^ème siècle, faire émerger un nouveau cadre conceptuel : la théorie cinétique des gaz. Cette théorie repose sur une hypothèse forte et audacieuse : celle que les gaz sont composés de particules, les atomes ou les molécules, en mouvement incessant, et que leurs propriétés macroscopiques (pression, température, volume) résultent de ces mouvements à l’échelle microscopique.

Elle permettra de consolider davantage la vision atomiste en donnant un contenu physique mesurable au mouvement désordonné des particules. Nous allons voir comment, à travers les contributions de Boyle, Charles, Gay-Lussac, Avogadro, Clausius, Maxwell ou encore Boltzmann, une nouvelle manière de penser la matière en mouvement s’est imposée, à la frontière entre la physique et la chimie.

Conclusion

À travers la chimie du 18^ème et du 19^ème siècle, la notion d’atome change progressivement de statut. Elle cesse d’être une intuition philosophique héritée de l’Antiquité pour devenir un outil scientifique capable d’expliquer, d’organiser et de prédire les propriétés de la matière. Ce basculement ne s’est pas fait d’un seul coup : il résulte d’un long travail expérimental et conceptuel, dans lequel la mesure quantitative joue un rôle déterminant.

Avec Lavoisier, la chimie devient une science de la conservation et du bilan. La balance impose une contrainte nouvelle : dans une réaction, la matière ne disparaît pas, elle se transforme. Avec Dalton, les lois pondérales trouvent une interprétation naturelle dans l’hypothèse d’atomes possédant des masses propres et se combinant selon des rapports simples. Avec Berzelius, Avogadro, Gerhardt, Cannizzaro et le congrès de Karlsruhe, les notions d’atome, de molécule, de masse atomique et de formule chimique se clarifient progressivement, malgré de fortes résistances.

Le tableau périodique de Mendeleïev marque une étape décisive dans cette construction. En ordonnant les éléments selon leurs masses et leurs propriétés chimiques, il montre que la diversité de la matière n’est pas chaotique, mais structurée par des régularités profondes. Plus encore, sa capacité à prédire l’existence et les propriétés d’éléments encore inconnus donne à l’hypothèse atomique une force nouvelle : celle d’un modèle capable non seulement de décrire, mais aussi d’anticiper.

Pour autant, à la fin du 19^ème siècle, l’atome n’est pas encore l’objet physique que nous connaissons aujourd’hui. Son existence reste discutée, sa structure interne inconnue, et les notions d’électron, de proton ou de noyau n’ont pas encore émergé. La chimie a donc préparé le terrain : elle a rendu l’atome nécessaire, utile et fécond, sans encore permettre de le voir ni de le décomposer.

La suite viendra d’autres domaines de la physique. La théorie cinétique des gaz donnera un contenu dynamique à l’hypothèse atomique, en reliant les grandeurs macroscopiques comme la pression et la température au mouvement microscopique des particules. Puis l’étude de l’électricité, des rayonnements et de la radioactivité révélera que l’atome lui-même possède une structure. Ainsi, l’atome de la chimie, d’abord conçu comme une unité indivisible de combinaison, deviendra progressivement un objet physique complexe, ouvrant la voie à la physique atomique puis à la physique des particules.

1. Lavoisier, Antoine, « Traité élémentaire de chimie ». Paris, Cuchet, 1789 ↑
2. Dalton, John, “A New System of Chemical Philosophy”. Manchester, 1808–1810 ↑
3. Berzelius, J. J., « Essai sur la théorie des proportions chimiques et sur l’influence chimique de l’électricité ». Paris, 1819 ↑
4. Gerhardt, Charles, « Précis de chimie organique ». Paris, Fortin, Masson et Cie, 1844–1846 ↑
5. Cannizzaro, Stanislao, “Sunto di un corso di Filosofia chimica”. Palerme, 1858 (texte diffusé lors du congrès de Karlsruhe en 1860) ↑
6. Dimitri Mendeleïv, “Principles of Chemistry”, 1868-1870  ↑
7. Source WIKIPEDIA ↑