Histoire de la théorie moléculaire - History of molecular theory
En chimie , l' histoire de la théorie moléculaire retrace les origines du concept ou de l'idée de l'existence de liaisons chimiques fortes entre deux ou plusieurs atomes .
Le concept moderne de molécules remonte à des philosophes préscientifiques et grecs tels que Leucippe et Démocrite qui ont soutenu que tout l'univers est composé d' atomes et de vides . Vers 450 avant JC Empédocle a imaginé des éléments fondamentaux ( feu ( 
), terre ( 
), air ( 
) et eau ( 
)) et des « forces » d'attraction et de répulsion permettant aux éléments d'interagir. Avant cela, Héraclite avait affirmé que le feu ou le changement était fondamental pour notre existence, créé par la combinaison de propriétés opposées. Dans le Timée , Platon , à la suite de Pythagore , considérait les entités mathématiques telles que le nombre, le point, la ligne et le triangle comme les blocs de construction ou éléments fondamentaux de ce monde éphémère, et considérait les quatre éléments feu, air, eau et terre comme des états de substances par lesquels passeraient les vrais principes ou éléments mathématiques. Un cinquième élément, l' éther quintessence incorruptible , était considéré comme la pierre angulaire des corps célestes. Le point de vue de Leucippe et Empédocle, ainsi que l'éther, a été accepté par Aristote et transmis à l'Europe médiévale et de la Renaissance. Une conceptualisation moderne des molécules a commencé à se développer au XIXe siècle, ainsi que des preuves expérimentales d'éléments chimiques purs et de la façon dont les atomes individuels de différents éléments chimiques tels que l'hydrogène et l'oxygène peuvent se combiner pour former des molécules chimiquement stables telles que les molécules d'eau.
17ème siècle
Les premières vues sur les formes et la connectivité des atomes étaient celles proposées par Leucippe , Démocrite et Épicure qui pensaient que la solidité du matériau correspondait à la forme des atomes impliqués. Ainsi, les atomes de fer sont solides et forts avec des crochets qui les enferment dans un solide ; les atomes d'eau sont lisses et glissants; les atomes de sel, à cause de leur goût, sont tranchants et pointus ; et les atomes d'air sont légers et tourbillonnants, pénétrant tous les autres matériaux. C'était Démocrite qui était le principal partisan de ce point de vue. Utilisant des analogies basées sur les expériences des sens , il a donné une image ou une image d'un atome dans lequel les atomes se distinguaient les uns des autres par leur forme, leur taille et la disposition de leurs parties. De plus, les connexions s'expliquaient par des liaisons matérielles dans lesquelles des atomes isolés étaient munis d'attaches : certaines avec des crochets et des yeux d'autres avec des boules et des douilles (voir schéma).
Avec la montée de la scolastique et le déclin de l'Empire romain, la théorie atomique a été abandonnée pendant de nombreux siècles en faveur des diverses théories des quatre éléments et plus tard des théories alchimiques. Le 17ème siècle, cependant, a vu une résurgence de la théorie atomique principalement à travers les travaux de Gassendi et de Newton . Parmi les autres scientifiques de l'époque, Gassendi étudia en profondeur l'histoire ancienne, écrivit des ouvrages majeurs sur la philosophie naturelle d' Épicure et en fut un propagandiste persuasif. Il a estimé que tenir compte de la taille et de la forme des atomes se déplaçant dans le vide pouvait expliquer les propriétés de la matière. La chaleur était due à de petits atomes ronds; le froid, à des atomes pyramidaux à pointes acérées, qui expliquent la sensation de picotement du froid intense ; et les solides étaient maintenus ensemble par des crochets entrelacés. Newton, bien qu'il ait reconnu les diverses théories d'attachement des atomes en vogue à l'époque, à savoir les "atomes accrochés", les "atomes collés" (corps au repos) et la théorie du "coller ensemble par des mouvements conspirateurs", plutôt cru, comme l'a dit la célèbre "Requête 31" de ses 1704 Optiques , que les particules s'attirent les unes les autres par une force, qui "au contact immédiat est extrêmement forte, à de petites distances effectue les opérations chimiques et atteint non loin des particules avec un effet sensible."
De manière plus concrète, cependant, le concept d'agrégats ou d'unités d'atomes liés, c'est-à-dire de « molécules », trouve ses origines dans l' hypothèse de Robert Boyle de 1661, dans son célèbre traité The Skeptical Chymist , que la matière est composée d' amas de particules. et que le changement chimique résulte du réarrangement des grappes. Boyle a soutenu que les éléments de base de la matière se composaient de différentes sortes et tailles de particules, appelées « corpuscules », qui étaient capables de s'organiser en groupes.
En 1680, se basant sur la théorie corpusculaire , le chimiste français Nicolas Lemery stipulait que l' acidité de toute substance consistait en ses particules pointues, tandis que les alcalis étaient dotés de pores de différentes tailles. Une molécule, selon ce point de vue, se composait de corpuscules unis par un verrouillage géométrique de points et de pores.
18ème siècle
L'un des premiers précurseurs de l'idée de "combinaisons d'atomes" liées était la théorie de "combinaison par affinité chimique ". Par exemple, en 1718, s'appuyant sur la conception de Boyle des combinaisons d'amas, le chimiste français Étienne François Geoffroy a développé des théories d' affinité chimique pour expliquer les combinaisons de particules, en raisonnant qu'une certaine « force » alchimique rapproche certains composants alchimiques. Le nom de Geoffroy est surtout connu à propos de ses tables d'« affinités » ( tables des rapports ), qu'il présenta à l' Académie française en 1718 et 1720.
C'étaient des listes, préparées en rassemblant des observations sur les actions des substances les unes sur les autres, montrant les divers degrés d'affinité que présentent les corps analogues pour différents réactifs . Ces tableaux ont conservé leur vogue pour le reste du siècle, jusqu'à ce qu'ils soient déplacés par les conceptions plus profondes introduites par CL Berthollet .
En 1738, le physicien et mathématicien suisse Daniel Bernoulli a publié Hydrodynamica , qui a jeté les bases de la théorie cinétique des gaz. Dans ce travail, Bernoulli a positionné l'argument, encore utilisé à ce jour, que les gaz sont constitués d'un grand nombre de molécules se déplaçant dans toutes les directions, que leur impact sur une surface provoque la pression du gaz que nous ressentons, et que ce que nous ressentons comme de la chaleur est simplement l'énergie cinétique de leur mouvement. La théorie n'a pas été immédiatement acceptée, en partie parce que la conservation de l'énergie n'avait pas encore été établie, et il n'était pas évident pour les physiciens comment les collisions entre molécules pouvaient être parfaitement élastiques.
En 1789, William Higgins publia des vues sur ce qu'il appelait des combinaisons de particules « ultimes », qui préfiguraient le concept de liaisons de valence . Si, par exemple, selon Higgins, la force entre la particule ultime d'oxygène et la particule ultime d'azote était de 6, alors la force de la force serait divisée en conséquence, et de même pour les autres combinaisons de particules ultimes :
19ème siècle
Semblable à ces vues, en 1803, John Dalton a pris le poids atomique de l'hydrogène, l'élément le plus léger, comme unité, et a déterminé, par exemple, que le rapport pour l'anhydride nitreux était de 2 à 3, ce qui donne la formule N 2 O 3 . Dalton a imaginé à tort que les atomes "s'accrochaient" ensemble pour former des molécules. Plus tard, en 1808, Dalton publia son célèbre diagramme des "atomes" combinés :
Amedeo Avogadro a créé le mot « molécule ». Son papier 1811 « Essai sur la détermination des masses relatives des Molécules élémentaires des corps », il indique en substance, à savoir selon Partington de A Short History of Chemistry , que:
Les plus petites particules de gaz ne sont pas nécessairement de simples atomes, mais sont constituées d'un certain nombre de ces atomes unis par attraction pour former une seule molécule .
Notez que cette citation n'est pas une traduction littérale. Avogadro utilise le nom de "molécule" pour les atomes et les molécules. Plus précisément, il utilise le nom de "molécule élémentaire" pour désigner les atomes et pour compliquer les choses, il parle également de "molécules composées" et de "molécules composites".
Lors de son séjour à Vercelli, Avogadro rédigea une note concise ( memoria ) dans laquelle il énonçait l'hypothèse de ce que l'on appelle aujourd'hui la loi d'Avogadro : des volumes égaux de gaz, à la même température et pression, contiennent le même nombre de molécules . Cette loi implique que la relation qui se produit entre les poids de mêmes volumes de gaz différents, à la même température et pression, correspond à la relation entre les poids moléculaires respectifs . Par conséquent, les masses moléculaires relatives pourraient maintenant être calculées à partir des masses d'échantillons de gaz.
Avogadro a développé cette hypothèse afin de réconcilier la loi de 1808 de Joseph Louis Gay-Lussac sur les volumes et la combinaison des gaz avec la théorie atomique de Dalton de 1803 . La plus grande difficulté qu'Avogadro a dû résoudre était l'énorme confusion à l'époque concernant les atomes et les molécules - l'une des contributions les plus importantes du travail d'Avogadro était de distinguer clairement les uns des autres, en admettant que les particules simples pouvaient aussi être composées de molécules, et que ces sont composés d'atomes. Dalton, en revanche, n'a pas envisagé cette possibilité. Curieusement, Avogadro ne considère que les molécules contenant un nombre pair d'atomes ; il ne dit pas pourquoi les nombres impairs sont omis.
En 1826, s'appuyant sur les travaux d'Avogadro, le chimiste français Jean-Baptiste Dumas déclare :
Les gaz dans des circonstances similaires sont composés de molécules ou d'atomes placés à la même distance, ce qui revient à dire qu'ils contiennent le même nombre dans le même volume.
En coordination avec ces concepts, en 1833, le chimiste français Marc Antoine Auguste Gaudin a présenté un exposé clair de l'hypothèse d'Avogadro, concernant les poids atomiques, en utilisant des "diagrammes de volume", qui montrent clairement à la fois des géométries moléculaires semi-correctes, comme un molécule d'eau, et les formules moléculaires correctes, telles que H 2 O :
Dans deux articles décrivant sa « théorie de l'atomicité des éléments » (1857-1858), Friedrich August Kekulé a été le premier à proposer une théorie sur la façon dont chaque atome d'une molécule organique était lié à chaque autre atome. Il a proposé que les atomes de carbone soient tétravalents et puissent se lier à eux-mêmes pour former les squelettes carbonés des molécules organiques.
En 1856, le chimiste écossais Archibald Couper entame des recherches sur la bromation du benzène au laboratoire de Charles Wurtz à Paris. Un mois après la parution du deuxième article de Kekulé, la théorie indépendante et largement identique de Couper de la structure moléculaire a été publiée. Il a proposé une idée très concrète de la structure moléculaire, proposant que les atomes se joignent les uns aux autres comme des Tinkertoys modernes dans des structures tridimensionnelles spécifiques. Couper a été le premier à utiliser des lignes entre les atomes, en conjonction avec l'ancienne méthode d'utilisation des crochets, pour représenter des liaisons, et a également postulé des chaînes droites d'atomes comme structures de certaines molécules, des molécules en forme d'anneau d'autres, comme dans l'acide tartrique. et l'acide cyanurique . Dans des publications ultérieures, les obligations de Couper ont été représentées à l'aide de lignes droites en pointillés (bien qu'on ne sache pas si c'est la préférence du typographe) comme avec l' alcool et l'acide oxalique ci-dessous :
En 1861, un professeur inconnu du lycée de Vienne, Joseph Loschmidt, publia, à ses frais, un livret intitulé Chemische Studien I , contenant des images moléculaires pionnières qui montraient à la fois des structures "en anneau" ainsi que des structures à double liaison, telles que :
Loschmidt a également suggéré une formule possible pour le benzène, mais a laissé la question ouverte. La première proposition de la structure moderne du benzène est due à Kekulé, en 1865. La nature cyclique du benzène a finalement été confirmée par la cristallographe Kathleen Lonsdale . Le benzène présente un problème particulier en ce que, pour tenir compte de toutes les liaisons, il doit y avoir des liaisons doubles carbone alternées :
En 1865, le chimiste allemand August Wilhelm von Hofmann a été le premier à fabriquer des modèles moléculaires de type bâton et balle, qu'il a utilisés lors d'une conférence à la Royal Institution of Great Britain , comme le méthane illustré ci-dessous :
La base de ce modèle suivait la suggestion antérieure de 1855 de son collègue William Odling selon laquelle le carbone est tétravalent . Le schéma de couleurs de Hofmann, à noter, est toujours utilisé à ce jour : azote = bleu, oxygène = rouge, chlore = vert, soufre = jaune, hydrogène = blanc. Les déficiences du modèle de Hofmann étaient essentiellement géométriques : la liaison carbone était représentée comme planaire plutôt que tétraédrique, et les atomes étaient disproportionnés, par exemple le carbone était plus petit que l'hydrogène.
En 1864, le chimiste organique écossais Alexander Crum Brown a commencé à dessiner des images de molécules, dans lesquelles il a enfermé les symboles des atomes dans des cercles et a utilisé des lignes brisées pour relier les atomes entre eux de manière à satisfaire la valence de chaque atome.
L'année 1873, selon de nombreux témoignages, a été un tournant dans l'histoire du développement du concept de "molécule". Cette année-là, le célèbre physicien écossais James Clerk Maxwell a publié son célèbre article de treize pages « Molecules » dans le numéro de septembre de Nature . Dans la section d'ouverture de cet article, Maxwell déclare clairement :
Un atome est un corps qui ne peut être coupé en deux ; une molécule est la plus petite portion possible d'une substance particulière.
Après avoir parlé de la théorie atomique de Démocrite , Maxwell poursuit en nous disant que le mot « molécule » est un mot moderne. Il déclare : « cela n'apparaît pas dans le dictionnaire Johnson . Les idées qu'il incarne sont celles qui appartiennent à la chimie moderne. » On nous dit qu'un "atome" est un point matériel, investi et entouré de "forces potentielles" et que lorsque des "molécules volantes" frappent un corps solide en succession constante, cela provoque ce qu'on appelle la pression de l'air et d'autres gaz. À ce stade, cependant, Maxwell note que personne n'a jamais vu ou manipulé une molécule.
En 1874, Jacobus Henricus van 't Hoff et Joseph Achille Le Bel ont indépendamment proposé que le phénomène d' activité optique puisse être expliqué en supposant que les liaisons chimiques entre les atomes de carbone et leurs voisins étaient dirigées vers les coins d'un tétraèdre régulier. Cela a conduit à une meilleure compréhension de la nature tridimensionnelle des molécules.
Emil Fischer a développé la technique de projection de Fischer pour visualiser des molécules 3D sur une feuille de papier 2D :
En 1898, Ludwig Boltzmann , dans ses Lectures on Gas Theory , a utilisé la théorie de la valence pour expliquer le phénomène de dissociation moléculaire en phase gazeuse, et ce faisant, a dessiné l'un des premiers dessins de chevauchement d'orbites atomiques rudimentaires mais détaillés. Notant d'abord le fait connu que la vapeur d' iode moléculaire se dissocie en atomes à des températures plus élevées, Boltzmann déclare que nous devons expliquer l'existence de molécules composées de deux atomes, le "double atome" comme l'appelle Boltzmann, par une force d'attraction agissant entre les deux atomes . Boltzmann déclare que cette attraction chimique, en raison de certains faits de valence chimique, doit être associée à une région relativement petite à la surface de l'atome appelée région sensible .
Boltzmann déclare que cette "région sensible" se situera à la surface de l'atome, ou peut se situer partiellement à l'intérieur de l'atome, et y sera fermement connectée. Plus précisément, il déclare "ce n'est que lorsque deux atomes sont situés de telle sorte que leurs régions sensibles sont en contact, ou se chevauchent partiellement, qu'il y aura une attraction chimique entre eux. Nous disons alors qu'ils sont chimiquement liés l'un à l'autre." Cette image est détaillée ci-dessous, montrant la région sensible de l'atome-A chevauchant la région sensible de l'atome-B :
20ième siècle
Au début du 20e siècle, le chimiste américain Gilbert N. Lewis a commencé à utiliser des points en cours, alors qu'il enseignait aux étudiants de premier cycle à Harvard , pour représenter les électrons autour des atomes. Ses élèves ont privilégié ces dessins, ce qui l'a stimulé dans cette direction. De ces conférences, Lewis a noté que les éléments avec un certain nombre d'électrons semblaient avoir une stabilité particulière. Ce phénomène a été signalé par le chimiste allemand Richard Abegg en 1904, auquel Lewis s'est référé sous le nom de « loi de valence d'Abegg » (maintenant généralement connue sous le nom de règle d'Abegg ). Pour Lewis, il est apparu qu'une fois qu'un noyau de huit électrons s'est formé autour d'un noyau, la couche est remplie et une nouvelle couche est commencée. Lewis a également noté que divers ions avec huit électrons semblaient également avoir une stabilité particulière. Sur ces points de vue, il a proposé la règle des huit ou règle de l'octet : les ions ou atomes avec une couche remplie de huit électrons ont une stabilité particulière .
De plus, notant qu'un cube a huit coins, Lewis a envisagé un atome comme ayant huit côtés disponibles pour les électrons, comme le coin d'un cube. Par la suite, en 1902, il a conçu une conception dans laquelle les atomes cubiques peuvent se lier sur leurs côtés pour former des molécules à structure cubique.
En d'autres termes, des liaisons par paires d'électrons se forment lorsque deux atomes partagent un bord, comme dans la structure C ci-dessous. Cela se traduit par le partage de deux électrons. De même, les liaisons ioniques chargées sont formées par le transfert d'un électron d'un cube à un autre, sans partager d'arête A . Un état intermédiaire B où un seul coin est partagé a également été postulé par Lewis.
Par conséquent, les doubles liaisons sont formées en partageant une face entre deux atomes cubiques. Cela se traduit par le partage de quatre électrons.
En 1913, alors qu'il travaillait comme président du département de chimie de l' Université de Californie à Berkeley , Lewis lut un aperçu préliminaire d'un article rédigé par un étudiant anglais diplômé, Alfred Lauck Parson , qui visitait Berkeley pendant un an. Dans cet article, Parson a suggéré que l' électron n'est pas simplement une charge électrique mais qu'il est également un petit aimant (ou " magnéton " comme il l'appelait) et qu'en outre, une liaison chimique résulte du partage de deux électrons entre deux atomes. Cela, selon Lewis, signifiait que la liaison se produisait lorsque deux électrons formaient un bord partagé entre deux cubes complets.
Sur ces points de vue, dans son célèbre article de 1916 L'atome et la molécule , Lewis a introduit la « structure de Lewis » pour représenter les atomes et les molécules, où les points représentent les électrons et les lignes représentent les liaisons covalentes . Dans cet article, il a développé le concept de la liaison par paires d'électrons , dans laquelle deux atomes peuvent partager un à six électrons, formant ainsi la liaison simple électronique , une simple liaison , une double liaison ou une triple liaison .
Dans les propres mots de Lewis :
Un électron peut faire partie de la couche de deux atomes différents et on ne peut pas dire qu'il appartient exclusivement à l'un ou à l'autre.
De plus, il a proposé qu'un atome ait tendance à former un ion en gagnant ou en perdant le nombre d'électrons nécessaires pour compléter un cube. Ainsi, les structures de Lewis montrent chaque atome dans la structure de la molécule en utilisant son symbole chimique. Des lignes sont tracées entre les atomes qui sont liés les uns aux autres; parfois, des paires de points sont utilisées au lieu de lignes. Les électrons en excès qui forment des paires isolées sont représentés par une paire de points et sont placés à côté des atomes sur lesquels ils résident :
Pour résumer son point de vue sur son nouveau modèle de liaison, Lewis déclare :
Deux atomes peuvent se conformer à la règle de huit, ou à la règle de l'octet, non seulement par le transfert d'électrons d'un atome à un autre, mais aussi en partageant une ou plusieurs paires d'électrons... Deux électrons ainsi couplés, lorsqu'ils se trouvent entre deux centres atomiques, et tenus conjointement dans les coquilles des deux atomes, j'ai considéré la liaison chimique. Nous avons ainsi une image concrète de cette entité physique, ce « crochet et œil » qui fait partie du credo du chimiste organique.
L'année suivante, en 1917, un ingénieur chimiste américain inconnu du nom de Linus Pauling apprenait la méthode de liaison crochet et œil de Dalton à l' Oregon Agricultural College , qui était la description en vogue des liaisons entre atomes à l'époque. Chaque atome avait un certain nombre de crochets qui lui permettaient de s'attacher à d'autres atomes, et un certain nombre d'yeux qui permettaient à d'autres atomes de s'y attacher. Une liaison chimique a résulté lorsqu'un crochet et un œil se sont connectés. Pauling, cependant, n'était pas satisfait de cette méthode archaïque et s'est tourné vers le nouveau domaine émergent de la physique quantique pour une nouvelle méthode.
En 1927, les physiciens Fritz London et Walter Heitler ont appliqué la nouvelle mécanique quantique au traitement des forces d'attraction et de répulsion saturables et non dynamiques, c'est-à-dire des forces d'échange, de la molécule d'hydrogène. Leur traitement par liaison de valence de ce problème, dans leur article conjoint, a été un point de repère en ce sens qu'il a amené la chimie sous la mécanique quantique. Leur travail a eu une influence sur Pauling, qui venait de recevoir son doctorat et a visité Heitler et Londres à Zürich grâce à une bourse Guggenheim .
Par la suite, en 1931, s'appuyant sur les travaux de Heitler et de Londres et sur les théories trouvées dans le célèbre article de Lewis, Pauling publia son article révolutionnaire "The Nature of the Chemical Bond" (voir : manuscrit ) dans lequel il utilisa la mécanique quantique pour Calculer les propriétés et les structures des molécules, telles que les angles entre les liaisons et la rotation autour des liaisons. Sur ces concepts, Pauling a développé la théorie de l' hybridation pour tenir compte des liaisons dans des molécules telles que CH 4 , dans lequel quatre sp³ hybridées orbitales sont recouvertes par un atome d' hydrogène de » Les 1s orbital, ce qui donne quatre liaisons sigma (σ) de . Les quatre liaisons ont la même longueur et la même force, ce qui donne une structure moléculaire comme indiqué ci-dessous :
Grâce à ces théories exceptionnelles, Pauling a remporté le prix Nobel de chimie 1954 . Il a notamment été la seule personne à avoir remporté deux prix Nobel non partagés , remportant le prix Nobel de la paix en 1963.
En 1926, le physicien français Jean Perrin a reçu le prix Nobel de physique pour avoir prouvé, de façon concluante, l'existence de molécules. Il l'a fait en calculant le nombre d'Avogadro en utilisant trois méthodes différentes, toutes impliquant des systèmes en phase liquide. Premièrement, il a utilisé une émulsion semblable à du savon de gamboge , deuxièmement en effectuant des travaux expérimentaux sur le mouvement brownien , et troisièmement en confirmant la théorie d'Einstein sur la rotation des particules en phase liquide.
En 1937, le chimiste KL loup introduit le concept de supermolécules ( Übermoleküle ) pour décrire la liaison hydrogène dans l' acide acétique dimères . Cela conduirait finalement au domaine de la chimie supermoléculaire , qui est l'étude des liaisons non covalentes.
En 1951, le physicien Erwin Wilhelm Müller invente le microscope ionique de champ et est le premier à voir des atomes , par exemple des arrangements atomiques liés à la pointe d'une pointe métallique.
En 1968-1970, Leroy Cooper, PhD de l'Université de Californie à Davis a terminé sa thèse qui montrait à quoi ressemblaient les molécules. Il a utilisé la déviation des rayons X sur les cristaux et un programme informatique complexe écrit par Bill Pentz du centre informatique de l'UC Davis. Ce programme a pris les déflexions cartographiées et les a utilisées pour calculer les formes de base des molécules de cristal. Son travail a montré que les formes moléculaires réelles des cristaux de quartz et d'autres cristaux testés ressemblaient aux bulles de savon de différentes tailles fusionnées depuis longtemps, sauf qu'au lieu d'être des sphères fusionnées de différentes tailles, les formes réelles étaient des fusions rigides de formes plus larmoyantes qui restaient fixes. en orientation. Ce travail a vérifié pour la première fois que les molécules de cristal sont en fait des constructions de larmes fusionnées liées ou empilées.
En 1999, des chercheurs de l' Université de Vienne ont rapporté les résultats d'expériences sur la dualité onde-particule pour les molécules de C 60 . Les données publiées par Zeilinger et al. étaient cohérents avec l'interférence des ondes de de Broglie pour les molécules C 60 . Cette expérience a été notée pour étendre l'applicabilité de la dualité onde-particule d'environ un ordre de grandeur dans la direction macroscopique.
En 2009, des chercheurs d' IBM ont réussi à prendre la première photo d'une vraie molécule. À l'aide d'un microscope à force atomique, chaque atome et chaque liaison d'une molécule de pentacène pourraient être imagés.
Voir également
- Histoire de la chimie
- Histoire de la mécanique quantique
- Histoire de la thermodynamique
- Histoire de la biologie moléculaire
- Théorie cinétique
- Théorie atomique
Les références
Lectures complémentaires
- Partington, JR (1989). Une brève histoire de la chimie . Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65977-1.
- Atkins, Peter (2003). Molécules d'Atkins, 2e éd . La presse de l'Universite de Cambridge. ISBN 0-521-53536-0.
- Sargent, Ted (2006). La danse des molécules - Comment la nanotechnologie change nos vies . Presse de la bouche du tonnerre. ISBN 1-56025-809-8.
- Scerri, Eric R. (2007). Le tableau périodique, son histoire et sa signification . Presses de l'Université d'Oxford. ISBN 978-0-19-530573-9.
Liens externes
- Structures géométriques des molécules - Middlebury College
- Atomes et molécules - Université McMaster
- Visionneuse de molécules 3D - La famille Wileys
- Molécule du mois - École de chimie, Université de Bristol
- [1] - Site d'Eric Scerri sur l'histoire et la philosophie de la chimie
Les types
- Molécule d'anticorps - Musée national de la santé
- 15 types de molécules - Définitions IUPAC
Définitions
- Définition de la molécule - Frostburg State University (Département de chimie)
- Définition de la molécule - IUPAC