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Température

Température

catégorie:thermodynamique Catégorie:Quantité physique La température définit le degré d'agitation thermique des particules qui composent un système. Elle se mesure au moyen d'un thermomètre et est l'objet de la thermométrie. Les particules qui composent un système (molécules ou atomes) ne sont jamais au repos. Elles sont en vibration permanente et possèdent donc une certaine énergie cinétique. La température mesure le degré d'agitation des particules. Pour un gaz parfait, elle est directement proportionnelle à l'énergie cinétique des particules. Lorsqu'on met deux corps en contact, ils échangent de la chaleur : l'un des deux corps a des particules qui ont plus d'énergie cinétique, en les mettant en contact, les chocs entre particules font que cette énergie cinétique microscopique (la chaleur) se transmet d'un corps à l'autre. La température ambiante est la température de l'environnement, c'est-à-dire tout l'univers sauf le système considéré. Néanmoins, en pratique, dans les domaines de la physique et de la chimie, il est courant de parler température ambiante pour une température courante, moyenne. Par exemple, on dit « l'eau est liquide à la température ambiante ». Mais cette dénomination n'est pas très formalisée et la valeur de la température ambiante est rarement précisée (le plus souvent évaluée de manière commune à 25°C).

Échelles de mesure

L'unité de mesure de température dans le système international est le kelvin de symbole K (noter l'absence du symbole °). Il existe d'autre systèmes de mesures antérieurs et toujours utilisés : les échelles Celsius et Fahrenheit. ; l'échelle Kelvin : le degré 0 de l'échelle kelvin, ou zéro absolu, correspond à une absence totale d'agitation microscopique. L'échelle est ensuite calquée sur l'échelle Celsius (pour des températures usuelles). Le zéro absolu correspond à une température de -273,15 °C. ; l'échelle Celsius : l'échelle de mesure Rose et Mehdi est telle que le zéro correspond à la température de la glace fondante et que 100°C correspond à la température d'ébullition de l'eau sous une pression de 1 atmosphère. Entre les deux, c'est la dilatation du mercure qui définit l'échelle. ; l'échelle Fahrenheit : elle attribue une plage de 180 °F entre la température de solidification de l'eau et sa température d'ébullition. On en déduit que le degré Fahrenheit équivaut à 5/9 d'un kelvin ou degré Celsius. Elle fixe le point de solidification de l'eau à 32 °F (donc son point d'ébullition à 212 °F). On peut établir des correspondances entre ces trois échelles: Formules de conversion générales: Celsius

\Longleftrightarrow

kelvin

\Longleftrightarrow

Fahrenheit :

$\frac = \frac = \frac \,$

Celsius

\Longleftrightarrow

Réaumur

\Longleftrightarrow

Rankine :

$\frac = \frac = \frac \,$

kelvin

\Longleftrightarrow

degré celsius:

$T_ = T_ - 273,15 \,$

$T_ = T_ + 273,15 \,$

kelvin

\Longleftrightarrow

degré fahrenheit:

$T_ = \frac \cdot T_ - 459,67$

$T_ = \frac \cdot (T_ + 459,67)$

degré celsius

\Longleftrightarrow

degré fahrenheit:

$T_ = 32 + \frac \cdot T_$

$T_ = \frac \cdot (T_ - 32)$

Autres domaines

Dans le domaine de la météorologie, la température s'écrit T° et on parle de T° éolien, pour exprimer la température ressentie sous l'effet du vent, aussi connu sous température subjective, impression de chaud ou froid, ou encore température au vent, voir en détail le refroidissement éolien. En médecine on mesure la température corporelle. Pour les corps composés de plusieurs phases (Ex : de l'air humide : liquide dans un gaz) on parle de gradient adiabatique.

Voir aussi

- Records de température
- Température virtuelle
- Thermoscope

Lien externe

- [http://www.stielec.ac-aix-marseille.fr/cours/abati/capteurtemp.htm Capteurs de température] ja:温度 ko:온도 th:อุณหภูมิ

Catégorie:Thermodynamique

Catégorie:Physique Catégorie:Physique statistique ko:분류:열역학 ja:Category:熱力学

Thermomètre

Un thermomètre est un appareil qui sert à mesurer des températures. C'est le domaine d'étude de la thermométrie. En réalité, un thermomètre mesure sa propre température (celle de sa partie qui sert à faire la mesure). Cette température n'est celle du milieu ambiant que s'il y a équilibre thermique entre le thermomètre et le milieu ambiant. Cela signifie, par exemple, que, si un thermomètre est exposé au Soleil, il sera plus chaud que l'air, et que cet écart de température dépendra entièrement de sa couleur et de sa ventilation, et donc qu'une température mesurée dans ces conditions est totalement fantaisiste par rapport à la température de l'air. (C'est pour cela que les météorologues mesurent la température sous abri ventilé) La mesure des températures peut être basée sur la dilatation des corps (solides, liquides ou gazeux), ou toute autre propriété physique (variations électriques dans le cas du thermocouple, couleur d'émission de lumière pour les hautes températures, etc.) en fonction de la température. Ce principe général est mis en application de façons très diverses selon les besoins (plages de températures à mesurer, nature des matériaux à étudier, etc.). Les thermomètres à liquide usuels sont les thermomètre à mercure et les thermomètre à alcool. Les applications des thermomètres sont multiples, en météorologie, en médecine, pour la régulation, dans les processus industriels, etc.

Historique

médecine Le premier thermomètre fut le thermoscope de Santorre Santario, inventé en 1612. René-Antoine Ferchault de Réaumur construisit, en 1730, le premier thermomètre à alcool. Vers le milieu du deux types de thermomètres à mercure ont reçu une division centésimale entre le point de fusion de la glace et la température d’ébullition de l’eau. Le physicien suédois Anders Celsius fit construire en 1741 un thermomètre à mercure, qui marquait 0 degré au point d’ébullition et 100 au point de congélation de l’eau et qui fut utilisé de 1742 à 1750 à l’observatoire d’Upsal. À la même époque, le secrétaire perpétuel de l’Académie des Beaux-Arts de Lyon, Jean-Pierre Christin (1683-1755), faisait construire par l’artisan lyonnais Pierre Casati un thermomètre à mercure à échelle centésimale ascendante, qu’il présenta le 19 mars 1743 à l’assemblée publique de cette Académie. Le thermomètre suédois de Celsius et le thermomètre lyonnais de Casati n’auraient eu qu’une utilisation restreinte si la Révolution française n’avait donné au monde moderne le système métrique, et si la Commission des poids et mesures, créée par la Convention, n’avait décidé en 1794 que « le degré thermométrique sera la centième partie de la distance entre le terme de la glace et celui de l’eau bouillante ». En 1702, l'astronome danois Ole Roemer (1644-1710) fabrique un thermomètre à alcool marquant l'eau bouillante à 60° et la glace pilée à 7,5°. En 1717, le savant allemand Fahrenheit (1686-1736) remplace l'alcool par du mercure. Il fixa à 32° la température de la glace fondante et à 96° la température normale du sang. Il donne au thermomètre sa forme définitive. En 1730, Réaumur, physicien et naturaliste français, construisit le thermomètre à alcool pour lequel il utilisait l'échelle 0-80. Celsius, physicien suédois (1701-1744) construisit en 1742 un thermomètre à mercure qui marquait 100° au point de congélation de l'eau et 0° au point d'ébullition de l'eau… oui oui !... Mais en 1745, Linné (1707-1778) inversa l'échelle des températures et présenta à l'Académie suédoise un thermomètre à mercure qui marquait 0° pour la glace fondante et 100° pour l'eau bouillante. En 1794, la Convention a décidé que le « degré thermométrique serait la centième partie de la distance entre le terme de la glace et celui de l'eau bouillante ». En octobre 1948, le nom de degré Celsius a été choisi par la IX Conférence Internationale des Poids et Mesures.

Modèles de thermomètres

ébauche
- Les thermomètres à résistance de platine
- les thermocouples
- les pyromètres
- la pression de vapeur saturante de l'helium IV
- la pression de vapeur saturante de l'hélium III
- la répartition des vitesses de Maxwell
- réaction chimique, changement d'état

Unités de mesure

Il existe des thermomètres donnant des mesures de température dans les trois grands systèmes : degrés Celsius, kelvins, degrés Fahrenheit. Cependant, il convient de rappeler que l'unité de mesure de référence est le kelvin, utilisée dans le système international.

Voir aussi

- l'article détaillé Température. Catégorie:Thermométrie Catégorie:Météorologie Catégorie:Capteur Catégorie:Verrerie de laboratoire Catégorie:équipement médical simple:Thermometer

Molécule

Une molécule est un assemblage d'atomes qui est caractérisé par une composition généralement réduite en une formule brute, et par une structure géométrique, variable selon cette composition. Les molécules sont une des structures élémentaires de la matière, qui peut également se présenter sous forme cristalline, sachant que certaines molécules peuvent elles-mêmes former des cristaux. Les molécules sont des ensembles électriquement neutres dans lesquels les atomes sont liés entre eux principalement par des liaisons covalentes, et faisant quelques fois intervenir des liaisons ioniques en formant alors un sel. Exemples :
- la molécule de méthane CH₄ est constituée d'un atome de carbone (C) et de quatre atomes d'hydrogène (H) ;
- la molécule de dioxygène O₂ est consituée de deux atomes d'oxygène (O).

Voir aussi

- Énantiomère
- Diastéréoisomère
- Stabilité moléculaire Catégorie:Chimie als:Molekül ja:分子 ko:분자 simple:Molecule th:โมเลกุล

Atome

L'atome est un composant de la matière, défini du point de vue de la chimie comme la plus petite partie d'un corps simple pouvant se combiner avec une autre. Le mot provient du grec ατομος, atomos, « que l'on ne peut diviser ». L'atome était pour certains philosophes de la Grèce antique le plus petit élément indivisible de la matière. La notion d'atome est largement utilisée dans les diverses théories permettant d'expliquer les propriétés physiques de la matière, notamment dans ses états gazeux (la compressibilité des gaz), liquide et solide (l'ordonnancement des cristaux). En chimie, l'atome est l'élément de base, il constitue la matière et forme les molécules : les atomes restent indivisibles au cours d'une réaction chimique (en acceptant la légère exception que constituent les échanges d'électrons périphériques). Cependant, depuis le début du , des expériences de physique nucléaire ont mis en évidence l'existence des constituants de l'atome que sont les particules élémentaires.

Caractéristiques de l'atome

La majeure partie de la masse de l'atome se trouve concentrée dans un très faible volume (dimension de l'ordre de 10^-15 m) : le noyau, composé de deux sortes de particules semblables, appelées nucléons :
- les neutrons, particules de charge électrique nulle, et de masse égale à : :::m_n = 1,674 95×10^-27 kg ;
- les protons, particules de charge électrique positive égale à : :::e = 1,602 189×10^-19 C, :et de masse égale à : :::m_p = 1,672 65×10^-27 kg. La masse du proton étant très proche de celle du neutron, il est pratique de caractériser un noyau par son nombre de nucléons, appelé nombre de masse. Autour du noyau se trouve « un nuage » de particules identiques : les électrons ; les dimensions de ce nuage électronique (de l'ordre d'un angström, ou 10^-10 m) correspondent à celles de l'atome. Les électrons possèdent une charge électrique négative égale à : :::e = 1,602 189×10^-19 C, identique à celle du proton en valeur absolue ; leur masse est bien plus faible que celles des nucléons : :::m_e = 9,109 53×10^-31 kg. La charge électrique d'un atome est neutre, car le nombre d'électrons (chargés négativement) du nuage électronique est égal au nombre de protons (chargés positivement) constituant le noyau. Ainsi, les charges électriques s'annulent d'un point de vue macroscopique. Les atomes sont susceptibles de se charger électriquement, en gagnant (la charge de l'atome devient négative) ou en perdant (la charge de l'atome devient positive) un ou plusieurs électrons ; on parle alors d'ions. Les propriétés physiques et chimiques des atomes dépendent essentiellement du nombre de protons qui composent leur noyau. Aussi, les atomes sont-ils classés suivant ce nombre, appelé nombre atomique. La matière constituée d'un ensemble quelconque d'atomes de même nombre atomique est un corps simple, ou élément chimique. Les atomes ayant un même nombre atomique, mais des nombres de masse différents (nombre de neutrons différent), sont appelés isotopes. Les différents éléments chimiques naturels ou artificiels ont été ordonnés en fonction de leurs propriétés dans le tableau périodique des éléments.

Histoire de l'atome

Le concept d'atome est particulièrement bien admis par le grand public, pourtant, paradoxalement, on ne peut pas observer par des moyens optique cet objet et seuls quelques rares physiciens manipulent des atomes isolés. L'atome peut donc paraître un modèle essentiellement théorique. Bien que ce modèle ne soit plus aujourd'hui remis en cause il a beaucoup évolué au cours du temps pour répondre aux exigences des nouvelles théories physiques et correspondre avec les différentes expérimentations effectuées.

Antiquité : un concept philosophique et intuitif

Il est probable que plusieurs peuples aient développé la notion de «grain composant la matière», tant ce concept semble évident lorsque l'on morcelle une motte de terre. Dans la culture européenne, ce concept apparaît pour la première fois dans la Grèce antique au , chez les philosophes présocratiques, notamment Leucippe, env. 460-370 av. J.-C., Démocrite et, plus tard, Épicure. Il s'agit d'une conception a priori du monde, qui fait partie de la recherche des principes de la réalité, recherche qui caractérise les premiers philosophes : on suppose que la matière ne peut se diviser indéfiniment, qu'il y a donc une conservation des éléments du monde, qui se transforment ou se combinent selon des processus variés. La décomposition du monde en quatre éléments (eau, air, terre, feu) peut donc compléter cette thèse. L'atomisme est une solution concurrente, qui naît de l'opposition de l'être et du néant : l'atome est une parcelle d'être qui se conserve éternellement, sans quoi les choses finiraient par disparaître. Ce fut sans doute un tournant philosophique majeur, à l'origine du matérialisme et de la critique de la religion. Cependant, même si l'empirisme épicurien tente d'établir cette hypothèse sur des bases scientifiques, l'atome demeure une intuition sans confirmations expérimentales.

La chimie du XVIII siècle - les éléments

Depuis des millénaires, on a remarqué que les produits se transforment : le feu, la métallurgie (transformation du minerai en métal), la corrosion (dégradation du métal), la vie, la cuisson des aliments, la décomposition de la matière organique... Par exemple, pour Empédocle, les transformations de la matière s'expliquaient de la manière suivante : il y avait quatre types d'éléments (eau, air, terre, feu) qui s'associaient et se dissociaient, en fonction de l'amour ou de la haine qu'ils se portaient — les fameux « atomes crochus ». Au Moyen Âge, les alchimistes ont étudié ces transformations et remarqué qu'elles suivent des règles bien précises. Vers 1760, des chimistes anglais commencent à s'intéresser aux gaz produits par les réactions, afin d'en mesurer le volume et de les peser. Ainsi, Joseph Black, Henry Cavendish et Joseph Priestley découvrent différents « airs » (c'est-à-dire gaz) : l'« air fixe » (le gaz carbonique), l'« air inflammable » (le dihydrogène), l'« air phlogistiqué » (le diazote), l'« air déphlogistiqué » (le dioxygène)... (Le terme « phlogistique » provient de la théorie du chimiste allemand Georg Ernst Stahl, au début du , pour expliquer la combustion ; cette théorie fut balayée par Lavoisier.) Antoine Laurent de Lavoisier (chimiste français) énonce en 1773 que : :"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme" (formulé d'une manière légèrement différente à l'époque) signifiant par là que :
- la masse se conserve pendant les réactions chimiques ;
- les substances se décomposent en « éléments », c'est l'organisation de ces éléments qui change lors d'une réaction. Cette notion marque la véritable naissance de la chimie. Les chimistes ont donc commencé à recenser les éléments dont sont composées toutes les substances et à créer une nomenclature systématique — oxygène : qui génère des acides (οξυs signifie « acide » en grec) — hydrogène : qui génère de l'eau... Par exemple, en 1774, Lavoisier, en suivant les travaux des chimistes anglais, établit que l'air se compose en « air vital » (dioxygène) et en « air vicié et méphitique, mofette » (diazote) ; en 1785, il décompose l'eau (en faisant passer de la vapeur d'eau sur du fer chauffé au rouge) et montre donc que ce n'est pas un élément, mais que l'eau est décomposable en éléments (c'est en fait une pyrolyse). Le terme d'« analyse » provient d'ailleurs de cette notion de décomposition, lusis (λυσιs) signifie « dissolution » en grec : on décompose les produits (par attaque acide, en les brûlant, en les distillant...) jusqu'à obtenir des substances simples reconnaissables facilement (l'hydrogène, l'oxygène, le carbone, le fer...). On a donc la première constatation expérimentale de la décomposition de la matière en substances élémentaires.

La physique du XVIII siècle - les particules

Un autre pas, fait en parallèle, vient de l'étude des propriétés des gaz et de la chaleur (thermodynamique). Les fluides (liquides et gaz) sont étudiés en Europe depuis l'Antiquité, mais c'est au milieu du que l'on commence vraiment à cerner leur propriétés, avec l'invention du thermomètre (thermoscope de Santorre Santario, 1612), du baromètre et du vide pompé (Evangelista Torricelli, 1643), l'étude de l'expansion des gaz (Gilles Personne de Roberval, 1647), la pression atmosphérique (Blaise Pascal et Florin Perrier, 1648), les relations entre pression et volume (Robert Boyle en 1660, Edmé Mariotte en 1685), la notion de zéro absolu (Guillaume Amontons, 1702)... René Descartes (mathématicien, physicien et philosophe français) émet l'idée, en 1644, que les gaz sont composés de particules tourbillonnantes. Mais il ne s'agit là encore que d'une conception imagée, sans appui expérimental ; dans le même ordre d'idées, Descartes pensait que c'était aussi un tourbillon de « matière subtile » qui entraînait la rotation des planètes (ceci fut mis en défaut par Isaac Newton avec l'attraction universelle en 1687). Cependant, cette notion de corpuscules inspira d'autres scientifiques. Les mathématiciens suisses Jakob Hermann (1716) et Leonhard Euler (1729), mais surtout le physicien suisse Daniel Bernoulli (1733), effectuent des calculs en supposant que les gaz sont formés de particules s'entrechoquant, et leurs résultats sont en accord avec l'expérience. C'est la conception « cinétique » des gaz, c'est-à-dire l'explication de la température et de la pression par des particules en mouvement. Une autre science se développe à la fin du : la cristallographie. Ce qui intrigue les scientifiques, c'est l'observation des formes géométrique des cristaux naturels, et leur capacité à se cliver selon des plans lisses respectant ces symétries. Reprenant l'idée de classification des êtres vivants de Carl von Linné, on commence à rechercher et classer les minéraux (Jean-Baptiste Romé de Lisle, minéralogiste français, 1772). L'abbé René-Just Haüy (cristallographe français), en 1781, suppose que la forme des cristaux reflète la symétrie d'une « brique élémentaire », le cristal étant un assemblage de ces briques. On retrouve ici cette notion de composant élémentaire de la matière.

XIX siècle - le triomphe de l'atome

À ce stade, ressortaient trois notions :
- les corps chimiques sont décomposables en substances élémentaires ;
- les gaz sont composés de corpuscules qui volent et s'entrechoquent ;
- les cristaux sont composés de cellules dont la forme détermine la forme extérieure du cristal. Ces notions ont en commun le fait que la matière homogène est composée de corpuscules tous semblables entre eux, mais trop petits pour être visibles. Les découvertes du XIX siècle vont permettre de faire converger ces trois notions, et d'établir les notions de molécule et d'atome. John Dalton (chimiste et physicien anglais), en 1804, mesure les masses des réactifs et des produits de réaction, et en déduit que les substances sont composées d'atomes sphériques, identiques pour un élément, mais différents d'un élément à l'autre, notamment par la masse de ces atomes. Il découvre également la notion de pression partielle (dans un mélange de gaz, la contribution d'un gaz donné à la pression totale). Il fut le premier à émettre les idées de la théorie atomique. En 1807, Louis Joseph Gay-Lussac (physicien et chimiste français), établit la loi reliant la température et la pression d'un gaz. En 1808, il établit que les gaz réagissent en proportions déterminées ; les rapports des volumes des réactifs et des produits de réaction sont des nombres entiers petits. Le fait que ce soit des nombres entiers, a induit fortement à penser que la matière n'est pas « continue » (pensée dominante à cette époque), mais faite d'éléments discontinus. Amedeo Avogadro (physicien italien), en 1811, énonce, sans preuve, que pour une température et une pression fixées, un volume donné de gaz contient toujours le même nombre de molécules, et ce quel que soit le gaz. Il fait également l'hypothèse que les gaz sont polyatomiques, et définit nettement molécules et atomes. André-Marie Ampère (1814), Jean-Baptiste André Dumas (1827) et William Prout (1834) arrivent à la même conclusion. En 1821, John Herapath (mathématicien anglais) publie une théorie cinétique des gaz pour expliquer la propagation des sons, les changements de phase (vaporisation, liquéfaction) et la diffusion des gaz. Robert Brown (botaniste britannique), en 1827, observe le mouvement de grains de pollen dans l'eau ; les grains vont en ligne droite, et ne changent de direction que lors d'un choc avec un autre grain ou bien contre une paroi. C'est de ce comportement, le « mouvement brownien », que s'inspireront les physiciens pour décrire le mouvement des molécules de gaz. Gabriel Delafosse, en 1840, suppose que l'on peut dissocier la composante élémentaire du cristal et son organisation ; ainsi, la brique élémentaire de Haüy pourrait être un réseau aux nœuds duquel se trouveraient des « molécules » ; ce serait la forme du réseau qui donnerait la forme au cristal et non pas nécessairement la forme des molécules. Louis Pasteur (chimiste et biologiste français), en 1847, établit le lien entre la forme des molécules et la forme des cristaux (en fait, la molécule donne sa forme au réseau, et le réseau sa forme au cristal). Auguste Bravais (physicien français), en 1849, détermine les 32 réseaux cristallins possibles. En 1858, Rudolf Julius Emanuel Clausius (physicien allemand) définit le libre parcours moyen d'une molécule dans un gaz (distance moyenne parcourue entre deux chocs). Partant de là, en 1859, James Clerk Maxwell (physicien écossais) introduit la notion de dispersion statistique des vitesses des molécules dans la cinétique des gaz. Ceci permit à Ludwig Boltzmann (physicien autrichien), en 1858, d'estimer la taille des molécules et de définir la répartition statistique des vitesses dans un gaz. Dmitri Ivanovitch Mendeleïev (chimiste russe), en 1869, classe les atomes par masse croissante, et remarque qu'il y a une périodicité dans leurs propriétés chimiques. Il établit donc un tableau classant les éléments ; les trous dans ce tableau permirent de découvrir de nouveaux éléments.

Bilan

La notion d'atome et de molécule a donc permis le succès de la thermodynamique statistique, de la chimie et de la cristallographie. À cette notion, vont correspondre des modèles qui seront affinés au cours du développement de la physique et particulièrement précisés par les découvertes de la physique quantique durant le , et notamment :
- la découverte de l'électron (Joseph Thomson, 1887) ;
- les expériences de déviation des particules alpha par la matière (Ernest Rutherford of Nelson, 1911) ;
- les expériences de diffraction des rayons X sur les cristaux (Max von Laue, 1912).

Historique des modèles de l'atome

Dans l'histoire des sciences, plusieurs modèles de l'atome ont été développés, au fur et à mesure des découvertes des propriétés de la matière. Aujourd'hui encore, on utilise plusieurs modèles différents ; en effet, le modèle le plus récent est assez complexe, l'utilisation de modèles « anciens » ou partiellement faux, mais plus simples, facilite la compréhension, donc l'apprentissage et la réflexion. Depuis l'antiquité grecque, on supposait que la matière pouvait se fractionner en petits morceaux jusqu'à obtenir des grains insécables, qu'elle était comme « de la poussière dans la lumière ». C'est avec l'expérience de Rutherford que l'on atteint enfin ce grain : les particules alpha, en traversant la matière, voient leur trajectoire perturbée, ce qui va permettre enfin de savoir comment est organisée cette « poussière »...

1675 : Jean Picard observe une luminescence verte en agitant un tube de baromètre ; on découvrira quelques siècles plus tard que cela est dû à l'électricité statique et aux vapeurs de mercure ;
1854 : Geissler et Plücker découvrent les rayons cathodiques, des rayons verts luminescents lorsque l'on établit une forte tension électrique dans une ampoule dont on a pompé l'air (faible pression de gaz) ; ils inventent ainsi la lampe à décharge, qui éclaire maintenant nos supermarchés d'une lumière blanche, nos rues et nos stationnements d'une lumière orange (lampes au sodium) ;
1897 : J. J. Thomson établit que ces rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement arrachées à la matière, et découvre ainsi l'électron ; c'est la première décomposition de l'atome ;
1900 : Max Planck montre la quantification des échanges d'énergie dans la matière (recherches sur le corps noir) ;
1911 : expérience de Rutherford : il bombarde une feuille d'or par des particules alpha (des noyaux d'hélium, chargés positivement, obtenus par radioactivité) ; il en déduit que :
- la plupart des particules vont en lignes droites, donc la matière est « pleine de trous » ;
- mais certaines sont déviées et même rebroussent chemin, donc elles rencontrent des îlots très concentrés de matière chargée positivement (les + se repoussent entre eux) ;
il en déduit son modèle planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif très petit et d'électrons tournant autour ; ce modèle pose un gros problème : en tournant, les électrons devraient perdre de l'énergie par rayonnement, et donc s'écraser sur le noyau...
1913 : Niels Bohr réunit les concepts de Planck et de Rutherford, et propose son modèle : les orbites des électrons ont des rayons définis, il n'existe que quelques orbites « autorisées » ; ainsi, les échanges d'énergie quantifiés correspondent à des sauts entre les orbites définies, et lorsque l'électron est sur l'orbite la plus basse, il ne peut pas descendre en dessous et s'écraser (mais ce modèle n'explique pas pourquoi) ;
1914 : l'expérience de Franck et Hertz valide le modèle de Bohr : ils bombardent des vapeurs de mercure avec des électrons ; l'énergie cinétique perdue par les électrons traversant les vapeurs est toujours la même ;
1924 : Louis de Broglie postule la dualité onde-corpuscule ;
1926 : Schrödinger modélise l'électron comme une onde, l'électron dans l'atome n'est donc plus une boule mais un « nuage » qui entoure le noyau ; ce modèle, contrairement aux autres, est stable car l'électron ne perd pas d'énergie.

Modèles périmés

Les modèles présentés dans cette section sont trop éloignés de la réalité pour pouvoir être utilisés. Ils ne sont présentés ici qu'à titre historique.

Le modèle de J.J Thomson ou modèle du far aux pruneaux (plum-pudding)

Avec la découverte de l'électron en 1897, on savait que la matière était composée de deux parties : une négative, les électrons, et une positive. Dans le modèle imaginé alors par Joseph John Thomson, les électrons, particules localisées, baignaient dans une « soupe » positive, à l'image des pruneaux dans le far breton (ou dans le plum-pudding pour les anglais ou encore comme des raisins dans un cake). Ce modèle fut invalidé en 1911 par l'expérience d'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford. Vous pouvez aussi consulter la page en anglais

Le modèle planétaire de Rutherford

L'expérience de Rutherford met en évidence que les charges positives ne sont pas « étalées » entre les électrons, mais sont concentrées en de petits points. Il bombarda une fine feuille d'or par un faisceau de particules alpha (particules de charges électriques positives). Il observa que les particules étaient déviées faiblement, ce qui ne correspondait pas au résultat prévu par le modèle de Thomson, pour lequel elles n'auraient pas dû la traverser. Rutherford imagine donc un modèle planétaire : l'atome est constitué d'un noyau positif autour duquel tourne des électrons négatifs. Entre le noyau, très petit par rapport à l'atome (environ 100 000 fois), et ses électrons, un grand vide existe. Ce modèle fut très vite mis en défaut par les équations de Maxwell d'une part, qui prédisent que toute charge accélérée rayonne de l'énergie, et par les expériences montrant la quantification des niveaux d'énergie d'autre part.

Modèles approchés couramment employés

Le modèle des sphères dures

Le modèle le plus simple pour représenter un atome est une boule indéformable. Ce modèle est très utilisé en cristallographie. Une molécule peut se voir comme plusieurs boules accolées, un cristal comme des boules empilées. On utilise parfois une représentation « éclatée » : les atomes sont représentés comme des petites boules espacées, reliées par des traits, permettant de faire ressortir les directions privilégiées ainsi que les angles. cristallographie Ce modèle correspond bien à certaines propriétés de la matière, comme par exemple la difficulté de comprimer les liquides et les solides, ou bien le fait que les cristaux ont des faces bien lisses. En revanche, il ne permet pas d'expliquer d'autres propriétés, comme la forme des molécules : si les atomes n'ont pas de direction privilégiée, comment expliquer que les liaisons chimiques révèlent des angles bien définis ?

Le modèle de Bohr

Un modèle fut développé par Niels Bohr en 1913 à partir des propriétés mises en évidence par Planck et Rutherford. Dans le modèle des sphères dures, l'atome est un objet entier, indécomposable. Or, on sait depuis le milieu du XIX siècle que l'on peut en « arracher » des particules portant une charge électrique négative, les électrons. Dans le modèle de Bohr, l'atome est composé d'un noyau chargé positivement, et d'électrons tournant autour, les rayons des orbites des électrons ne pouvant prendre que des valeurs bien précises. Le noyau est très compact, d'un diamètre d'environs 10^-15 à 10^-14 m, c'est-à-dire que le noyau est cent mille à un million de fois plus petit que l'atome ; il porte une charge électrique positive. C'est aussi la partie la plus lourde de l'atome, puisque le noyau représente au moins 99,95 % de la masse de l'atome. Les électrons sont ponctuels, c'est-à-dire que leur rayon est admis quasiment nul (tout du moins plus petit que ce que l'on peut estimer). Ils portent une charge négative. Pour des raisons de lisibilité, le schéma ci-dessous n'est donc pas à l'échelle, en ce qui concerne les dimensions du noyau et des électrons, ni aussi pour les rayons des différentes orbites (on notera ici que le nombre d'électrons sur les orbites n'est pas prédit par le modèle). modèle de Bohr
Cette vision permet de décrire les phénomènes spectroscopiques fondamentaux, c'est-à-dire le fait que les atomes absorbent ou émettent seulement certaines longueurs d'onde (ou couleur) de lumière ou de rayons X. En effet, les électrons ne pouvant tourner que sur des orbites définies, le saut d'une orbite à une autre se fait en absorbant ou en émettant une quantité déterminée d'énergie (quantum). Le modèle de Bohr, décomposant l'atome en deux parties, un noyau et un nuage d'électrons, est plus précis que le modèle des sphères dures, pour lequel la surface de la sphère correspond à l'orbite des électrons extérieurs. Cependant, il présente le gros inconvénient des modèles planétaires : des électrons en orbite autour du noyau sont des charges accélérées, ils devraient rayonner de l'énergie, ... et devraient donc venir s'écraser sur le noyau. Le modèle n'explique pas non plus la forme des molécules.

Le modèle actuel : modèle de Schrödinger

La naissance de la mécanique ondulatoire de Louis de Broglie 1924, généralisée par Erwin Schrödinger en 1926 amène à proposer un nouveau modèle, dont les aspects relativistes furent décrits par Paul Dirac en 1928 ; il permet d'expliquer la stabilité de l'atome et la description des termes spectrocopiques. Dans ce modèle, les électrons ne sont plus des billes localisées en orbite, mais des nuages de probabilité de présence. Ce point de vue, révolutionnaire, peut choquer en première approche. Cependant la représentation que l'on pouvait se faire d'un électron - une petite bille ? - était dictée par les formes observées dans le monde macroscopique, transposées sans preuves dans le monde microscopique. Il faut bien se pénétrer du fait que ce que l'on connaît de l'électron ne repose que sur des manifestations indirectes : courant électrique, tube cathodique (télévision)… Depuis les années 1930, on modélise ainsi l'électron par une « fonction d'onde » dont le carré de la « norme représente la densité de probabilité de présence ». Pour représenter fidèlement les propriétés de l'électron, on ne dispose que des fonctions mathématiques compliquées. Cette abstraction rebute encore bien des physiciens. Nous allons essayer de donner une image de cette notion de fonction d'onde, image nécessairement imparfaite. Un électron, hors d'un atome, est représenté par un paquet d'ondes, qui peut être considéré, dans certaines limites, comme une petite bille. La mécanique quantique démontre qu'un tel paquet d'ondes s'étale au cours du temps ; au contraire, un électron d'un atome conserve la structure de la fonction d'onde associée à l'orbite qu'il occupe (tant qu'il n'est pas éjecté de l'atome). La mécanique quantique postule donc, non la conservation de la forme (non connue) de l'électron, mais l'intégrale de la probabilité de présence. Dans le modèle de Schrödinger, les nuages correspondant aux différents électrons s'interpénètrent ; il n'est pas question de se donner une représentation individuelle des électrons chacun sur son orbite, comme cela était dans le cas du modèle de Bohr. Cela est d'autant plus vrai que les électrons sont des particules identiques indiscernables. Les effets d'échange amènent à considérer que chaque électron de l'atome est à la fois sur chaque orbitale occupée (correspondant à une configuration électronique donnée). L'ionisation de l'atome (l'arrachement d'un électron de l'atome) peut alors être représentée par le schéma simplifié ci-dessous. effets d'échange Pour éviter des complications inutiles, on considérera l'atome le plus simple afin de montrer quelques schémas dévoilant les points fondamentaux du modèle : :
- le nuage électronique associé à l'état fondamental, révélant (comme d'autres états) la possibilité pour l'électron d'être au sein du noyau, ce qui a des conséquences en physique nucléaire : capture électronique. :
- le nuage électronique associé à une combinaison linéaire de deux orbitales associées au premier niveau excité. Cet exemple montre la possibilité d'obtenir des nuages électroniques pointant vers l'extérieur de l'atome… nous sommes ainsi préparés aux liaisons moléculaires. Soit ρ(r,θ,φ) la densité de probabilité de présence au point de coordonnées sphériques (r,θ,φ). Pour l'état fondamental, la densité de probabilité, ρ, est maximale au centre de l'atome, tandis que la densité radiale de probabilité de présence (à la distance r du noyau, toutes les directions confondues) est : :

P(r) = 4\pi r^2 \cdot \rho(r,0,0)

, maximale pour r=r₁ de la première orbite du modèle de Bohr (dans l'expression ci-dessus, on a tenu compte de la symétrie sphérique de ρ, identique pour toutes les directions). on a en fait : :ρ(0,0,0) > ρ(r₁,0,0), mais P(0) < P(r₁). coordonnées sphériques En fonction de l'état quantique de l'électron (fondamental, excités...) ces nuages peuvent prendre différentes formes, qui sont décrites en particulier par les harmoniques sphériques. La forme la plus simple est la symétrie sphérique, montrée en particulier, ci-dessus, dans le cas de l'état fondamental, |1s>. harmoniques sphériques Des combinaisons linéaires de fonctions d'onde, utilisant des harmoniques sphériques distinctes, permettent l'apparition d'une anisotropie qui va devenir essentielle pour le passage de la notion d'atome à celle de molécule. Le schéma ci-contre montre une coupe de la densité de probabilité de présence de l'orbitale hybride |

2sp_

> de l'atome d'hydrogène, coupe contenant Oz axe de symétrie de l'orbitale atomique. Pour cet exemple, l'axe Oz devient une direction privilégiée, mais de plus la densité de probabilité de présence s'étale plus loin pour une orientation donnée. Ce modèle permet d'expliquer :
- la stabilité de l'atome, les charges sont accélérées, mais elles sont contraintes par la mécanique quantique (relations d'incertitude) ;
- la forme des molécules : orientation préférentielle des nuages électroniques ;
- l'organisation des cristaux : le nuage électronique se comporte comme une coquille dure ;
- les effets spectroscopiques (la quantification des échanges d'énergie) : la nuage ne peut prendre que des formes déterminées, notamment en ce qui concerne la distance r₁ du maximum de densité au noyau. On notera pour terminer que des corrections relativistes sont à apporter, dans le cas des atomes de numéro atomique élevé, pour la détermination des niveaux internes (les vitesses des électrons sur les orbites du modèle de Bohr sont alors importantes).

Le noyau atomique

Si la mécanique quantique permit d'expliquer rapidement les caractéristiques spectroscopiques des atomes et des molécules, le cœur de l'atome, son noyau, fut plus difficile à comprendre. Les difficultés sont ici de deux ordres, l'une correspondant à l'importance de l'énergie des particules sondes permettant d'atteindre les dimensions de l'ordre du fermi, l'autre à la nécessaire invention d'au moins une interaction supplémentaire permettant la stabilité d'un noyau constitué de protons (qui se repoussent électriquement) et de neutrons. Cette compréhension de la cohésion du noyau devait aussi expliquer les phénomènes de radioactivité alpha, bêta et gamma, dont les premières observations dataient de la dernière décennie du XIX siècle. La décennie qui précéda la seconde guerre mondiale mena à la découverte des deux interactions maîtresses de la stabilité du cœur : l'interaction forte et l'interaction faible. La petitesse de la portée de ces deux interactions, respectivement

10^

m et

10^

m explique les difficultés expérimentales rencontrées. Les difficultés théoriques ne manquent pas, non plus ; il ne s'agit pas de lois physiques aussi simples que celles de l'électromagnétisme, même compliquées par la mécanique quantique, mais de la compréhension de toutes les particules élémentaires... L'invention des quarks et des gluons donne ainsi la vision actuelle de l'interaction qui maintient ensemble les nucléons. Cette physique nucléaire mène aussi à l'explication de la nucléosynthèse, expliquant les aspects nucléaires tableau de Mendeleïev. On se retrouve là dans le foisonnement de la naissance de l'univers et de la dynamique des étoiles.

Notes

Cette notion avait déjà été énoncée dans l'Antiquité, par Anaxagore de Clazomène, et elle fut acceptée par un grand nombre de philosophes (épicuriens, stoïciens, etc.) ; ce principe se fondait sur les observations possibles pour l'époque et fut élaborée selon une démarche scientifique. Les scientifiques avaient observé que si l'on pesait la matière solide avant et après la combustion, on avait une variation de masse ; ceci provient d'un échange avec l'air (l'oxygène s'incorpore et alourdit, le gaz carbonique et la vapeur d'eau s'en vont et allègent). Il suffit pour s'en rendre compte de faire brûler dans une cloche fermée, et de peser la cloche en entier, produit solide et gaz compris : la masse totale ne change pas.

Voir aussi

- nucléosynthèse
- réaction chimique
- réaction nucléaire
- règle de l'octet

Bibliographie

'Physics of the atom' par M. Russell Wehr et James A. Richards, Jr., chez Addison-Wesley Pubishing Company. catégorie:atome catégorie:histoire de la chimie catégorie:histoire de la physique catégorie:physique nucléaire catégorie:science des matériaux ja:原子 ko:원자 ms:Atom simple:Atom th:อะตอม

Gaz parfait

Le gaz parfait est un modèle thermodynamique décrivant le comportement de tous les gaz réels à basse pression P. Ce modèle a été développé au suite à la constatation que tous les gaz tendent vers ce même comportement à pression suffisamment basse, quelle que soit la nature chimique du gaz (loi d'Avogadro, 1811) : la relation entre la pression et la température est, dans ces conditions, indépendante de la nature du gaz. Ceci paraissait tellement extraordinaire que l'on a mis du temps à y croire (voir l'article Histoire du nombre d'Avogadro).

Description d'un gaz parfait

Sur les plans macroscopiques, on appelle gaz parfait tout gaz vérifiant simultanément les lois de Boyle-Mariotte et d'Avogadro : ;Loi de Boyle-Mariotte : le produit de la pression P et du volume V n'est fonction que de la température, lorsque PV est faible. ;Loi d'Avogadro : tous les gaz ont le même volume molaire dans les mêmes conditions de pression et de température. Sur le plan microscopique, la théorie cinétique des gaz a permis de retrouver ce comportement de gaz parfait : un gaz parfait est un gaz dont les molécules sont strictement ponctuelles et n'interagissent pas entre elles en dehors des chocs.

Limites du modèle et gaz réel

A basse pression, tous les gaz peuvent être modélisés par un gaz parfait. Lorsque la pression augmente, on ne peut plus négliger les interactions à courte distance, notamment l'effet de taille des molécules et les interactions de type van der Waals. Pour caricaturer, si l'on augmente encore la pression, le gaz se liquéfie et évidemment un liquide ne peut être considéré comme un gaz parfait… Un gaz réel a un comportement voisin d'un gaz parfait dans le cas où les distances intermoléculaires sont grandes par rapport à la taille des molécules et à la portée des forces d'interaction. On appelle gaz parfait « associé au gaz réel » le gaz parfait dont la capacité calorifique à pression constante est celle du gaz réel à pression nulle

C_P(P=0,T)

. On dresse les tables thermodynamiques d'un gaz réel à partir des corrections apportées à ce gaz parfait associé.

Équation d'état et lois de Joule

Comme pour tout gaz, l'état d'équilibre thermodynamique d'un gaz parfait est fixé pour n moles de molécules, par deux paramètres macroscopiques, au choix. Les autres paramètres peuvent se calculer à partir des deux paramètres choisis par une formule appelée « équation d'état ». L'équation la plus couramment utilisée est l'équation des gaz parfaits, qui est une équation thermoélastique :

PV = nRT

où
- P est la pression (en pascal) ;
- V est le volume occupé par le gaz (en mètre cube) ;
- n est la quantité de matière, en mole
- R est la constante des gaz parfaits
R = 8,314 472 J·K^-1·mol^-1
on a en fait R = N·k_B où N est le nombre d'Avogadro et k_B est la constante de Boltzmann ;
- T est la température absolue (en kelvin). Cette équation dérive en fait d'autres lois trouvées auparavant : la loi de Charles, la loi de Boyle-Mariotte et la loi de Gay-Lussac. Application numérique :
- pour une pression d'une atmosphère (P = P₀ = 1,013 25·10⁵ Pa)
- et une température de °C (T = T₀ = 273,15 K, température de la glace fondante sous P₀), le volume molaire est donc : V₀ = 22,413 996(39) L/mol on retient en général la valeur approchée 22,4 L/mol. Ce qui donne un volume par molécule (volume « libre » autour de la molécule, indépendamment de sa dimension) : :

\frac

si l'on assimile ce volume libre à un cube, alors l'arrête de ce cube est globalement la distance moyenne séparant les molécules à chaque instant, que l'on appelle longueur de Loschmidt d₀. Cette valeur est la racine cubique du volume « libre » : : d₀ = 3,338 792 5 nm on utilise en général la valeur approchée 3,33 nm. Pour une pression vallant un millionième de la pression atmosphérique (P₀/1000 000), la distance interparticulaire est 333 nm = 1/3 micromètre et est indépendante de la nature du gaz. On peut également utiliser une équation énergétique, la loi de Joule-Thomson : :L'enthalpie

H(P,T) = U + P.V

ne dépend pas de la pression. Ces deux équations de définition donnent immédiatement que l'énergie interne U(V,T), ne dépend que de la température et pas du volume : un gaz parfait suit la loi de Joule La capacité calorifique à volume constant d'un gaz parfait vaut :

C_V = N u'(T)

et est donc indépendante du volume. De même la capacité calorifique à pression constante d'un gaz parfait vaut : :

C_P = N h'(T)\,

et est donc indépendante de la pression. Comme par définition l'enthalpie vaut :H = U + PV on obtient la relation de Mayer : :

C_P - C_V = R

pour une mole. Si l'on applique la formule de Clapeyron donnant la chaleur latente de dilation l , de transfert latent de chaleur de dilatation (cf formules de thermodynamique), et on trouve que le coefficient β d'augmentation relative de pression isochore vérifie : :

\beta T = 1

, donc : : U(V,T) ne dépend pas du volume : un gaz parfait est un gaz de Joule, U = N·u(T) +cste. et l'enthalpie vaut : :H(P,T) = U + PV ne dépend donc pas de P : un gaz parfait est un gaz de Joule-Thomson (cf loi de Joule).

Gaz Parfait de Laplace

Définition

Il arrive que

C_P \,

ne dépende pas non plus de

T \,

, donc

\gamma = C_P/C_V \,

non plus. Le gaz parfait est dit de Laplace (le GP de Laplace). Il arrive souvent que l'on précise la valeur de

\gamma \,

. Par convention, si on choisit

\gamma = \frac

, le gaz parfait de Laplace est dit « gaz parfait monoatomique » (GPM). Le comportement de l'argon est très proche d'un gaz parfait monoatomique. Par convention, si on choisit

\gamma = \frac

le gaz parfait de Laplace est dit « gaz parfait diatomique » (GPD). Le comportement du diazote N₂ est proche d'un gaz parfait diatomique. Il est d'usage d'écrire pour un gaz parfait de Laplace : :

PV =( \gamma -1) \cdot U = (1- \frac) \cdot H

soit , pour un gaz parfait monoatomique :PV = 2/3 U = 2/5 H et pour un gaz parfait diatomique : :PV = 2/5 U = 2/7 H.

Loi de Laplace

Dans une transformation adiabatique réversible élémentaire : :

dU = - P.dV \,

; ceci entraîne, en remplaçant U par sa valeur en fonction de P et V : :

V.dP + \gamma.P.dV = 0

soit en intégrant :

P V^ = cste = P_0 V_0^

Loi de Laplace d'où le nom donné à ces gaz parfaits un peu particuliers. Il en résulte, dans une détente, un refroidissement considérable, le gaz prenant sur son énergie interne le travail, (-W ), qu'il fournit : (voir aussi Détente adiabatique). Application numérique : pour un gaz parfait monoatomique, on trouve aisément : :

\ln \frac = \frac \cdot ln \frac

soit pour un rapport de pression 1/10 (la pression baisse de 90 %), un abaissement de température absolue d'un facteur 0,398 ; de 300 K la température descend à 120 K soit une chute vertigineuse de 180 K. Ce procédé est utilisé dans l'industrie pour obtenir de basses températures. Malheureusement, la valeur obtenue est un peu utopique car les gaz réels ne sont pas des gaz parfaits à basse température. Pour les ordres de grandeur, on retient :R·T ~ 2 500 J/mol à 300 K. Donc le travail récupéré dans cette détente est : :2500·(180/300) = 900 J/mol.

Expérience : détente dans un récipient vide

Une autre loi remarquable est l'échauffement produit quand on laisse pénétrer un gaz parfait de Laplace dans un flacon vide. Le gaz s'engouffre et puis très vite tout redevient chaotique : la température s'uniformise et devient :T = γ·T₀ T₀ étant la température externe. Pour une température externe de 300 K et un gaz parfait monoatomique, on obtient : : T = 500 K soit une élévation de 200 K. Dans la soufflerie de Modane, c'est bien ce que l'on peut observer. Ainsi, on a deux cas d'expansion du gaz. Le deuxième étonne un peu, si on n'y a pas réfléchi auparavant. (Voir aussi l'article Compression adiabatique.)

Cycle de Carnot d'un gaz parfait de Laplace

Un cycle de Carnot moteur d'un gaz parfait a comme le veut le théorème de Carnot, le rendement de Carnot :

r = 1-\frac

. Dans le cas présent, tout peut se calculer aisément. Décrivons le cycle — on pourra le dessiner aisément en coordonnées de Clapeyron logarithmiques (log V, log P) : # Transformation (A → B) : compression isotherme à température basse, T₂, réversible : il faut donc, pour éviter que le gaz ne s'échauffe, libérer une quantité de chaleur -Q₂ >0 à la source froide qui maintient la température T₂. # Transformation (B → C) : compression de Laplace : la température monte de T₂ à T₁. # Transformation (C → D) : détente isotherme à haute température T₁, réversible : pour éviter que le gaz ne se refroidisse, il faut que la source chaude fournisse une quantité de chaleur Q₁>0. # Transformation(C → A) (le point C a été choisi à l'intersection de l'adiabatique réversible passant par A) : la détente adiabatique réversible ramène la température de T₁ à T₂, et le gaz à son état initial. Fin du cycle. Puisque le gaz est revenu à son état initial, le premier principe de la thermodynamique nous dit que :W + Q₁ + Q₂ = 0 Le rendement du moteur est le travail récupéré -W (donc égal à Q₁ + Q₂) divisé par la quantité de chaleur délivrée par la source chaude, soit Q₁ : :r = 1 + Q₂/Q₁ On démontre que :

\frac+\frac =0

d'où :

r = \frac= 1-\frac

. Ce qui nous donne la formule annoncée. L'égalité de Clausius :Q₁/T₁ + Q₂/T₁ = 0 provient du fait que le cycle a été réversible : l'entropie totale est restée constante, celle du gaz est nulle car il est revenu dans l'état A. La source 1 a vu son entropie varier de -Q₁/T₁, la source 2 de -Q₂/T₂, d'où l'égalité. Application numérique : même en prenant une eau de rivière à 300 K et une source chaude à 600 K, le rendement ne serait que 50 %. Sur un giga watt électrique fourni par une centrale « reversible », 2GW doivent être consommés (en charbon, pétrole, méthane, ou mox nucléaire) dont 1 GW ira à la rivière (élévation de température) ou dans l'atmosphère (chaleur de fumée, vapeur d'une tour de réfrigération). Si l'on considère que toute la chaleur va dans la rivière et que celle-ci a un débit 100 m/s : en 1 seconde, 10⁹ J iront chauffer 100·10⁶ g d'eau : soit une élévation de température de 10 (J)/4,18 (J/K) = 2,4 K. Six centrales produisant 6 GW donneraient une élévation de 6·2,4 = 14,4 K. En France, il est interdit de dépasser 27 °C dans une rivière (obligation légale, pour la survie de la vie aquatique en zone tempérée) : l'été 2003 fut très chaud, il a fallu arrêter certaines centrales (voir l'article Canicule 2003). Cette la pollution thermique (Q₂ < 0) calculée par la formule de Carnot est la plus basse possible ; il s'agit en fait d'un minimum, la pollution thermique réelle est plus élevée. Encore avons-nous pris un rendement r = 0,5 ; la réalité est proche de 0,42.

Expérience de Joule

Voici un troisième exemple : cette fois le gaz parfait est contenu dans un flacon de volume V₁ et est brutalement mis en contact avec un récipient vide de volume V₂, où il s'engouffre partiellement : quelle est la température finale en admettant que les parois n'absorbent aucune chaleur ? Cette expérience s'appelle expérience de Joule et Gay-Lussac, ou encore détente de Joule ; en fait, c'est Hirn en 1856 qui réussit réellement à la mettre en œuvre expérimentalement. On se doute un peu de ce qui se passe : dans le second récipient, le gaz doit être plus chaud ; si V₂ est très inférieur à V₁, on doit retrouver T₂ = γ·T₀, d'après l'expérience 2. Dans le récipient 1, le gaz qui y reste s'est détendu, il doit être plus froid ; c'est ce que l'on constate. Mais quelle est la température finale après retour à l'équilibre thermique ? Réponse : comme un GP est un gaz de Joule, la température ne change pas (cf. loi de Joule).

Entropie d'un gaz parfait

Pour tout connaître du gaz, il ne reste plus que de calculer son entropie S ; ce qui est facile si on admet le fait que T, température absolue, est la température thermodynamique (thermométrie). Alors écrivant :

dS = \frac \cdot (dH - V \cdot dP) = C_P \cdot \frac - R\cdot \frac

il vient immédiatement : :

S(P,T) = S_ = C_P \cdot \ln T  - R \cdot \ln P +

. Exemple : dans l'expérience de Joule précédente, irréversible et adiabatique l'entropie a augmenté : :

\Delta S = R \cdot \ln \left (1 + \frac \right )

. Seule la mécanique statistique (quantique) peut donner la valeur de la constante dite de Sackur-Tetrode (cf troisième principe de la thermodynamique). Pour un gaz parfait monoatomique, on préfère retenir la valeur de :

G = U + P \cdot V - T \cdot S

appelée enthalpie libre : :

G(V,T,N) = - N \cdot k \cdot T \ln \frac

avec :

P^0(T) = \frac

où
- λ est la longueur d'onde de de Broglie

\lambda = \frac

- h est la constante de Planck
- p est la quantité de mouvement

p = \sqrt

On retrouve alors toutes les valeurs données dans les tables (par exemple pour l'argon, le néon…). Les calculs sont à peine plus compliqués pour les gaz diatomiques. Cette valeur n'est valable que si la distance interatomique est très supérieures à la longueur d'onde de de Broglie :

d = \sqrt[3] >> \lambda

sinon, on tombe dans le domaine des gaz d'atomes froids (l'étude des atomes ultra-froids est d'ailleurs l'objet du prix Nobel de physique de Claude Cohen-Tannoudji).

Gaz parfait et théorie cinétique des gaz

Les gaz parfaits font l'objet d'une théorie dite théorie cinétique des gaz expliquant les lois physiques qui les régissent.

Mélange de Gaz Parfaits

Pour ce qui est d’un mélange idéal de gaz parfaits, on dispose de la loi de Dalton : :

p = \sum_ p_

où

p_

désigne la pression partielle du gaz i, c'est-à-dire la pression qu’aurait le gaz i s’il occupait seul tout le volume. Soit un gaz parfait de molécules A occupant un volume V₁, et un gaz parfait de molécules B de volume V₂, séparés par une cloison ils sont en équilibre (même température T et même pression P₀). Il n'est pas du tout évident que pour une même pression et une même température, le mélange obtenu en enlevant la cloison soit système de même pression, de même température et de volume V₁+V₂. À titre de comparaison, si l'on mélange 1 L d'eau et 1 L d'alcool, on obtient 1,84 L d'eau alcoolisée ; certes ce ne sont pas des gaz parfaits, mais cela montre que les proprittés ne sont pas toujours additives. Considérons que les gaz soient chimiquement neutres, c'est-à-dire que les molécules de A e det B n'interagissent pas : d'après le paragraphe précédent,
- A subit alors une détente de Joule de V₁ à V₁+V₂, puisqu'il ne « voit » pas B (pas d'interaction) ;
- symétriquement, B subit une détente de Joule de V₂ à V₁+V₂. Ainsi la température n'a pas changé et la pression sur les parois est dûe à A et B, soit :

P_A = P_0 \left ( \frac \right )

pour la contribution de A, et :

P_B = P_0 \left ( \frac \right )

pour la contribution de B. La pression totale est P_A + P_B = P₀ : la pression n'a pas changé, la loi de Mariotte reste donc vraie. Par contre, il y a eu « perte d'information par mixage » (paradoxe de Gibbs)). S'il n'y a pas interaction entre A et B, l'énergie interne est simplement celle de A plus celle de B : la loi de Joule reste vraie. Donc le mélange se comporte comme un gaz parfait. Le mélange de deux gaz parfaits de Laplace est un gaz parfait de Laplace, mais dont le facteur &gamma n'est pas la moyenne pondérée des γ : ce sont mais

C_V

C_P

qui sont les moyennes pondérées. L'entropie d'un mélange est la somme des entropies de chacun des gaz pris sous sa pression partielle (cf paradoxe de Gibbs). Ce point est capital : il sera la clef en chimie de la loi d'action de masses.

Voir aussi

Liens internes

- Thermodynamique
- Isobare
- Isochore
- Isotherme
- Gaz réel
- Adiabatique
- Compression et détente adiabatique
- loi de Joule
- loi de Joule-Thomson
- expérience de Clément-Desormes
- atmosphère isotherme
- atmosphère sèche adiabatique
- exercices élémentaires classiques sur les gaz parfaits

Liens externes

- [http://www-ipst.u-strasbg.fr/jld/gaz-p.htm Les gaz parfaits et réels], Université de Strasbourg Catégorie:Gaz Catégorie:Thermodynamique Gaz parfait Gaz parfait ja:理想気体 ko:이상기체

Chimie

als:Chemie ko:화학 ms:Kimia ja:化学 simple:Chemistry th:เคมี zh:化学 La chimie est la science qui étudie la composition et les réactions de la matière. Il n'existe pas de frontière clairement définie entre la physique et la chimie, mais, sont considérés généralement comme relevant de la chimie, les phénomènes provoqués par les réactions entre les constituants de la matière et entraînant une modification des liaisons entre les atomes. Selon la nature de ces liaisons, ces phénomènes impliquent entre les atomes des échanges ou mises en commun d'électrons, ou bien des forces électrostatiques. Les niveaux d'énergie mis en œuvre dans les phénomènes chimiques font que seuls les électrons périphériques sont concernés. Au-delà, on entre dans la physique des plasmas, voire dans la physique nucléaire avec l'implication du noyau atomique. Aux échelles inférieures à celle de l'atome, l'étude des particules élémentaires et de leurs interactions relève de la physique des particules. Les principales disciplines de la chimie sont :
- la chimie physique (ou chimie générale), dont l'objet est l'étude des lois physiques des systèmes et procédés chimiques ; ses principaux domaines d'étude comprennent : la thermochimie, la cinétique chimique (ou mécanique chimique), l'électrochimie, la radiochimie ;
- la chimie analytique, dont l'objet est l'analyse des matériaux afin de déterminer et comprendre leur composition chimique et leur structure ;
- la chimie organique, concernant la description et l'étude du carbone et des composés organiques ;
- la chimie minérale, concernant la description et l'étude des éléments chimiques et des composés inorganiques.

Histoire

voir l'article détaillé : Histoire de la chimie Voir aussi les articles alchimie et découverte des éléments chimiques, ainsi que les biographies des savants français et étrangers répertoriés dans les articles : catégorie : chimiste ou chimistes célèbres.

Concepts de base

acide - adsorption - alliage - ampholyte - atome - base (chimie) - catalyseur - céramique - composé chimique - corrosion - degré d'oxydation - dilution - équation chimique - électronégativité - hydrolyse - ion - isotopes - métal - molécule - oxydant - oxydo-réduction - pH - polymère - réaction chimique - réducteur - tampon

Chimie et littérature

- Le Système périodique de Primo Levi comporte vingt-et-un chapitres dont les titres correspondent à un élément du tableau de Mendéléev, relatant la vie professionnelle de l'écrivain, des anecdotes autobiographiques ou de courtes nouvelles sur le thème de la chimie.

Voir aussi

- Biochimie
- Chimie douce
- Chimie supramoléculaire
- Génie chimique
- Géochimie
- Liste de composés chimiques
- Liste des produits chimiques
- Minéralogie
- Nomenclature chimique
- Pétrochimie
- Prix Nobel de chimie
- Représentation des molécules
- Science des matériaux

Liens externes

- [http://www.futura-sciences.com/sinformer/n/matiere.php Actualités Chimie, sur le site Futura-Sciences.com]
- [http://www.cnrs.fr/diffusion/phototheque/chimieaulycee/ La chimie au lycée, sur le site du CNRS]
- [http://www.sfc.fr/ Société Française de Chimie] (SFC)
- [http://scienceworld.wolfram.com/chemistry/ Eric Weisstein's world of chemistry]
- Catégorie:Sciences

Lord Kelvin

William Thomson (1824 - 1907), mieux connu en tant que Lord Kelvin, était un physicien britannique né en Irlande. Grand thermodynamicien, il a laissé son nom à l'échelle de température, dite absolue, ou température « thermodynamique », notée T, et mesurée en kelvins (abréviation internationale : K et non °K).

Échelle Kelvin des températures

Rappel de thermométrie : L'échelle ordinaire dite température Celsius est, par définition, la température absolue décalée en origine de 273,15 K : : t = T - 273,15 K : avec t la température en °C et T la température absolue l'intervalle de degré Celsius est donc identique au Kelvin. L'échelle Fahrenheit est une échelle anglo-saxonne affine de l'échelle Celsius : : t' = 32 + 1,8 t : avec t la température en °C et t' la température en °F. L'inverse de la température est un paramètre qui intervient souvent dans les formules. les physiciens utilisent donc parfois le paramètre : β = 1/(k_B·T) : où k_B est la constante de Boltzmann. Chaque échelle présente son avantage, et c'est pourquoi son existence subsiste.

Second principe de la thermodynamique

Le second principe de la thermodynamique, énoncé dit de Thomson , est : :Soit un cycle monotherme. Il ne peut être moteur. Cela interdisait l'existence des moteurs perpétuels de deuxième espèce, dont l'image classique présentée aux étudiants est la suivante : la mer à 15°C est un réservoir potentiel d'énergie fantastique, si on pouvait en tirer un travail : un navire avancerait ainsi, laissant derrière lui un sillage d'eau plus froide. Mais cela est interdit en vertu de ce deuxième principe. Ses études de la conduction thermique lui firent trouver un temps de refroidissement de la Terre, extraordinairement court, qui, sans conforter les études bibliques, était néanmoins incompatible avec les travaux de Charles Lyell (1797-1875), fondateur des « couches géologiques ». De ce fait, il fût mal considéré par les pro-Darwiniens. Il fallut la découverte de l'énergie radioactive pour résoudre le paradoxe.

Électricité

Grand électricien, ces mêmes études lui permirent d'étudier la conduction électrique des câbles sous-marins : il est promoteur de la grande construction du premier câble transatlantique. Par contre, il se heurta aux études de Maxwell sur l'éther : il se refusait à l'idée d'une propagation « transverse », sans propagation « longitudinale », dans ce milieu. Son étude de l'influence de la température sur la conduction électrique lui permit également de découvrir l'effet Thomson, ainsi que la relation entre l'effet Peltier et l'effet Seebeck, à la base de la thermoélectricité. Il est également l'inventeur d'un mécanisme simple et bon marché de production d'électricité statique par influence, nommé le Replenisher ([http://www.coe.ufrj.br/~acmq/mur307.jpg schéma de principe du replenisher]).

Mécanique

Grand mécanicien, on retrouve sa trace dans nombre de théorèmes dits de Thomson, où la formule de Stokes intervient. Ses mémoires contribueront beaucoup à l'épuration de la théorie des vortex, dont sortira, comme un joyau, l'analyse vectorielle de Gibbs (1839-1903) : les vecteurs sont si familiers de nos jours que cela est un peu occulté. Grand atomiste, il eût une vision originale de la théorie des atomes à base de nœuds, vortex et quaternions, théorie tout à fait remarquable, mais sans issue. Il fut lauréat de la Royal Medal en 1856, de la médaille Copley en 1883 et président de la Royal Society de 1890 à 1895. Thomson, William Thomson, William Thomson, William Thomson, William ja:ウィリアム・トムソン

Zéro absolu

ko:절대 영도 ja:絶対零度 simple:Absolute zero Catégorie:Thermodynamique Pour la bande dessinée homonyme, voir Zéro absolu (bande dessinée) ---- Le zéro absolu est la température la plus basse possible. Elle est égale à −273,15 °C. C'est le point de départ des températures mesurées en kelvin, soit 0 K. Il ne peut exister de température inférieure au zéro absolu, 0 K est une limite infranchissable. Cette limite est définie dans le troisième principe de la thermodynamique, elle correspond à une entropie nulle. Ce qui signifie qu'à ce stade, une substance ne contient plus aucune énergie thermique, ses atomes et molécules étant totalement immobiles.

Histoire

L'état du zéro absolu est proposé pour la première fois par Guillaume Amontons en 1702. Amontons travaille sur la relation entre température et pression dans les gaz bien qu'il n'ait pas à sa disposition de thermometre précis. Bien que ses résultats soient quantitatifs, il établit que la pression d'un gaz augmente d'à peu près un tiers lorsqu'il passe d'une température "froide" à celle de l'ébullition de l'eau. Son travail l'amène à supposer qu'une réduction suffisante de température entrainerait une absence de pression. En fait, bien que le zéro absolu puisse être défini de cette façon, tout les gaz se liquéfient avant d'atteindre 0 K. En 1848, William Thomson propose une échelle de température absolue dans laquelle une réduction de la température mesurée correspond à une réduction équivalente dans la chaleur du corps étudié. Ce concept, en se libérant des contraintes de la loi des gaz, établit un zéro absolu comme étant la température à laquelle plus aucune chaleur ne peut être tirée du corps.

Celsius

Patronyme

Le nom de Celsius est porté par plusieurs personnalités (par ordre alphabétique) :
- Anders Celsius (1701-1744), astronome suèdois.
- Magnus Nils Celsius (1621-1679), mathématicien suèdois, père du précédent.

Science et technique

Le nom de Celsius a été attribué à la mesure obtenue par son thermomètre : le degré Celsius.

Fahrenheit

Le degré Fahrenheit est une unité de mesure de la température, qui doit son nom au physicien polonais Daniel Gabriel Fahrenheit, qui la proposa en 1724. Dans l'échelle de température de Fahrenheit, le point de solidification de l'eau est de 32 degrés, et son point d'ébullition de 212 degrés. On en déduit que le degré Fahrenheit équivaut à 5/9 d'un kelvin ou degré Celsius. Fahrenheit décida de fixer le zéro de son échelle lorsque fond le sel dans un mélange égal de sel et d'eau, et 96 (96 valant 12 x 8) degrés comme la température du sang (il utilisa un cheval pour ses premières calibrations). Tout d'abord son échelle n'avait que 12 divisions, mais plus tard il subdivisa chaque division en 8 degrés égaux, d'où la valeur de 96 degrés pour le haut de son échelle. Il observa alors que l'eau gèle à 32 degrés et bout à 212 degrés. Ses mesures n'étaient pas totalement exactes, car dans son échelle originelle les points de solidification et d'ébullition auraient été légèrement différents de 32°F et 212°F. Quelque temps après sa mort, cette erreur fut découverte et il fut décidé de recalibrer l'échelle en prenant 32°F et 212°F comme point de solidication et d'ébullition de l'eau pure. Il en résulta que la température d'un corps humain sain est de 98,6°F plutôt que 96°F. Une légende prétend que le point 0°F est la température la plus froide enregistrée en Angleterre et 100°F la température la plus chaude (légèrement dépassée pendant la canicule de 2003). L'échelle de Fahrenheit était largement utilisée en Europe jusqu'à son remplacement par l'échelle de Celsius (anciennement « centigrade »). Elle est toujours utilisée de nos jours aux États-Unis et dans certains pays anglophones. Conversions avec les autres unités :

T_ = T_ - 459,67 \!

T_ = T_ + 459,67 \!

T_ = 32 + \frac \cdot T_

T_ = \frac \cdot (T_ - 32)

T_ = \frac \cdot T_ - 459,67

T_ = \frac \cdot (T_ + 459,67)

T_ = \frac \cdot T_ + 32

T_ = \frac \cdot (T_ - 32)

T_ = \frac \cdot T_ + 32

T_ = \frac \cdot (T_ - 32)

T_ = -\frac \cdot (T_ - 176\frac)

T_ = -\frac \cdot T_ + 176\frac

T_ = \frac \cdot T_ + 6,53

T_ = \frac \cdot (T_ - 6,53)

T_ = \frac \cdot T_ - 423,4

T_ = \frac \cdot (T_ + 423,4)

Autres échelles de température

Newton (~1700), Rømer (1701), Réaumur (1731), Delisle (1738), Celsius (1742), Rankine (1859), kelvin (1862) et Leyden (~1894?). (Notez que « kelvin » est tout en minuscules car c'est une unité du Système international, même s'il porte le nom de Lord Kelvin). Catégorie:Unité de mesure thermodynamique Catégorie:Unité de mesure anglo-saxonne catégorie:échelle ja:華氏 ko:화씨

F

Linguistique

- Le F est la 6 lettre et la 4 consonne de l'alphabet français. Elle provient du digamma grec, transmis par les Étrusques aux Romains ;
- Le F a été repris comme première lettre (feoh) de l'alphabet runique ou futhark ;
- Elle peut être ligaturée avec les lettres f, l, i ou t pour donner : ﬀ, ﬁ, ﬂ, ﬃ, ﬄ et ﬅ (Unicode 0xfb00-0xfb05).
- Le F hameçon majuscule (Unicode 0x0191, Ƒ) est utilisé dans la transcription de certaines langues africaines
- Le F hameçon minuscule (Unicode 0x0192, ƒ) ou F cursif minuscule, est le symbole monétaire du florin, ainsi que le symbole mathématique de « fonction »
- Le F point en chef (Unicode 0x1e1e et 0x1e1f, Ḟ et ḟ) est utilisé dans l'ancienne orthographe du gaélique irlandais
- Le franc français peut être représenté par FF ou par ₣ (Unicode 0x20a3)
- Le F majuscule de ronde (Unicode 0x2131, ℱ) représente la transformée de Fourier
- Il existe aussi :
- Le F majuscule culbuté (Unicode 0x2132, Ⅎ)
- Le F minuscule entre parenthèses (Unicode 0x24a1, ⒡)
- Le F cerclé (Unicode 0x24bb et 0x24d5, Ⓕ et ⓕ)

Arts et culture

Musique

- En musique, la note F correspond à la note fa.

Photographie

- En photographie, f indique la valeur de l'ouverture du diaphragme.

Sciences

Unités

- f (minuscule) est le préfixe du SI signifiant femto (10^-15).
- F (majuscule) est le symbole du farad.
- °F (majuscule) ou ℉ (Unicode 0x2109) est le symbole du degré Fahrenheit.

Mathématiques

- f ou ƒ (F cursif minuscule, Unicode 0x0192) est le nom par défaut d'une fonction.
- ℱ (F majuscule de ronde, Unicode 0x2131) représente la transformée de Fourier

Physique - chimie

- La variable ƒ est attribuée à la fréquence.
- F est le symbole chimique du fluor, l'élément chimique, selon la liste des éléments chimiques.
- F est le symbole de la constante de Faraday (96 485,341 5 C·mol^-1).
- On utilise souvent le nom F par défaut pour désigner une force.
- En thermodynamique, F est l'énergie libre
- Le bloc f est un bloc du tableau périodique.
- f est un type d'orbitale atomique (abbréviation de fundamental).
- En optique, f désigne la distance focale objet d'une lentille ou d'un miroir sphérique, et f' désigne la distance focale image.

Astronomie

- Dans la désignation des astéroïdes, le F montre que la planète a été découverte entre le 16 et le 31 mars.
- F est une classe de la classification de Harvard.

Biologie

- Dans la transcription d'une chaîne polypeptidique, le F désigne la phénylalanine.

Informatique

- Code ASCII
- Majuscule : 70
- Minuscule : 102
- Dans le système hexadécimal (base 16), on utilise les premières lettres de l'alphabet pour écrire les fractions de 10 à 15 et ainsi garder un caractère par fraction comme pour le système décimal. La lettre F correspond à la valeur 15 (en décimal).

Météorologie

- L'échelle de Fujita classifie la force des tornades de F1 (mineure) à F5 (énorme).

Divers

Vie pratique

- Épellation alphabet radio
- international : Foxtrot
- allemand : Friedrich
- La lettre F est le sigle distinctif des automobiles venant de France.
- En Allemagne, le F figure sur les plaques d'immatriculation des voitures provenant de la ville de Francfort-sur-le-Main.

Éducation

- Dans certains systèmes d'évaluation de résultats scolaires (très courant par exemple aux États-Unis), F désigne la plus mauvaise note (la meilleure étant le A).

Voir aussi

- Alphabet latin
- Alphabet morse dans lequel la lettre F vaut «
- -
- » Catégorie:Alphabet latin Catégorie:Symbole chimique als:F ja:F ko:F simple:F

Kelvin

Le kelvin (symbole K, du nom de Lord Kelvin) est l'unité SI de température thermodynamique. Par convention, les noms d'unité sont des noms communs et s'écrivent en minuscule (« kelvin » et non « Kelvin »). Le kelvin est la fraction 1/273,16 de la température thermodynamique du point triple de l'eau (H₂O), et une variation de température de 1 K est équivalente à une variation de 1°C. Toutefois, à la différence du degré Celsius, le kelvin est une mesure absolue de la température qui a été introduite grâce au troisième principe de la thermodynamique. La température de 0 K est égale à -273,15°C et correspond au zéro absolu (le point triple de l'eau est à +0,01°C). N'étant pas une mesure relative, le kelvin n'est jamais précédé du mot « degré » ni du symbole « ° », contrairement aux degrés Celsius ou Fahrenheit. À l'origine, en 1954 (10 CGPM, résolution 3, CR 79), le kelvin s'appelait le « degré Kelvin », et s'écrivait alors °K. Le « degré » fut supprimé lors de la 13 CGPM, en 1967 (résolution 3, CR 104) et son symbole devint K. Conversion vers les autres unités :
- kelvins en degrés Celsius : °C = K - 273,15
- degrés Celsius en kelvins : K = °C + 273,15
- kelvins en degrés Fahrenheit : °F = K × 1,8 − 459,67
- degrés Fahrenheit en kelvins : K = (°F + 459,67) / 1.8 Catégorie:Unité de mesure thermodynamique Catégorie:Unité SI de base ja:ケルビン ko:켈빈 simple:Kelvin th:เคลวิน

Degré Celsius

Le degré Celsius (symbole °C ou ℃ (caractère Unicode 0x2103)) est une unité pratique de température, inventée en 1742 par l'astronome et physicien suédois Anders Celsius. La mesure de température Celsius t est définie par la différence t = T-T₀ entre deux températures thermodynamiques T et T₀ avec T₀ = 273,15 K. Autrement dit, l'échelle Celsius fait correspondre son zéro avec la température de la glace fondante et 100 ℃ avec la température d'ébullition de l'eau sous une pression d'une atmosphère au niveau de la mer. Entre les deux, c'est la dilatation du mercure ou de l'alcool qui définit l'échelle.

Historique

À la fin du et au début du , l'idée avait été établie qu'il fallait baser les échelles thermométriques sur soit un point fixe et un taux de dilatation, soit deux points fixes. Le choix du ou des point(s) fixe(s) reste en bonne partie arbitraire. L'échelle Réaumur avait son zéro au point de congélation de l'eau, tandis que d'autres échelles le plaçaient ailleurs afin d'éviter d'avoir des températures positives et négatives dans un même contexte (comme une journée d'hiver, par exemple). Le zéro pouvait correspondre à un étalon très froid, comme c'était le cas de l'échelle Rømer et de son descendant direct, l'échelle Fahrenheit. Celsius connaissait également le thermomètre Delisle qui avait son zéro au point d'ébullition de l'eau et croissait avec le froid, ayant donc une échelle inversée mais qui évitait les températures négatives. C'est ainsi que l'échelle initialement définie par Celsius avait son zéro au point d'ébullition de l'eau et 100 degrés à son point de congélation. Linné est souvent cité comme responsable de l'inversion de l'échelle Celsius après la mort de son inventeur, en 1744. On lui attribue parfois même l'échelle Celsius originale, en faisant référence à son ouvrage Hortus Cliffortianus, publié en 1737, cinq ans avant Celsius. Cependant, une étude attentive dudit ouvrage montre que les quelques températures qui y sont citées ne peuvent pas être en Celsius. Linné rencontra Fahrenheit en Hollande et il est clair qu'il se mit à utiliser l'échelle Fahrenheit une fois revenu en Suède. Il semble que Linné ait abandonné cette dernière lorsqu'il apprit l'existence des travaux de Celsius. Après la mort de Celsius en 1744, des thermomètres gradués selon l'échelle Celsius moderne apparaissent en météorologie sous différents noms, tels Celsius Novum, Ekström et Strömer. Linné suivait ces développements avec grand intérêt et se fit fabriquer un thermomètre à échelle moderne par le fabricant d'instruments de mesure Daniel Ekström aux alentours de 1744. L'échelle directe est mentionnée dans une dissertation écrite par Samuel Naucler en 1745, mais il n'attribue pas son invention. L'histoire des thermomètres publiée dans le Journal de l'Académie suédoise royale des sciences, en 1749 par Pehr Wargentin, secrétaire de l'Académie, mentionne Celsius, son successeur Martin Strömer et le fabricant d'instruments Ekström lorsqu'elle discute de l'échelle directe, mais Linné n'est pas mentionné du tout. Il semble bien que nous ne puissions attribuer le crédit de cette invention à une seule personne en particulier. C'est lors de la 9 Conférence générale des poids et mesures (CGPM), en 1948, que le Système international trancha entre les trois termes « degré centigrade », « degré centésimal », et « degré Celsius » en faveur de ce dernier. Le degré centésimal désigne aussi un angle plan égal au 1/400 d'un cercle (Dictionnaire de l'Académie Française, 8 édition, 1932–1935); c'est un synonyme de grade ou gon (son symbole est gon). Le degré Celsius est la seule unité métrique dont le nom comporte une majuscule. Les préfixes lui sont appliqués normalement; on peut donc, par exemple, parler de « millidegré Celsius (symbole m℃) ».

Autres échelles

Les autres échelles de température sont : Newton (~1700), Rømer (1701), Fahrenheit (1724), Réaumur (1731), Delisle (1738), Rankine (1859), kelvin (1862) et Leyden (ca. 1894?). (Notez que « kelvin » est tout en minuscules car c'est une unité du Système international, même s'il porte le nom de Lord Kelvin). Catégorie:Unité de mesure thermodynamique Celsius