La théorie atomique a parcouru un long chemin au cours des derniers milliers d'années. Commençant au 5ème siècle avant notre ère avec la théorie de Democritus des "corpuscules" indivisibles qui interagissent les uns avec les autres mécaniquement, puis se déplaçant sur le modèle atomique de Dalton au 18ème siècle, puis mûrissant au 20ème siècle avec la découverte des particules subatomiques et de la théorie quantique, le voyage de découverte a été long et sinueux.
On peut dire que l’un des jalons les plus importants du chemin a été le modèle atomique de Bohr, parfois appelé modèle atomique de Rutherford-Bohr. Proposé par le physicien danois Niels Bohr en 1913, ce modèle représente l'atome comme un petit noyau chargé positivement entouré d'électrons qui se déplacent sur des orbites circulaires (définies par leurs niveaux d'énergie) autour du centre.
Théorie atomique au 19e siècle:
Les premiers exemples connus de la théorie atomique proviennent de la Grèce antique et de l'Inde, où des philosophes tels que Démocrite ont postulé que toute la matière était composée de minuscules unités indivisibles et indestructibles. Le terme «atome» a été inventé dans la Grèce antique et a donné naissance à l'école de la pensée connue sous le nom d '«atomisme». Cependant, cette théorie était plus un concept philosophique que scientifique.
Ce n'est qu'au XIXe siècle que la théorie des atomes s'est articulée comme une question scientifique, avec les premières expériences fondées sur des preuves. Par exemple, au début des années 1800, le scientifique anglais John Dalton a utilisé le concept de l'atome pour expliquer pourquoi les éléments chimiques réagissaient de certaines manières observables et prévisibles. À travers une série d'expériences impliquant des gaz, Dalton a continué à développer ce qu'on appelle la théorie atomique de Dalton.
Cette théorie s'est développée sur les lois de la conversation de masse et de proportions définies et s'est résumée à cinq prémisses: les éléments, dans leur état le plus pur, sont constitués de particules appelées atomes; les atomes d'un élément spécifique sont tous les mêmes jusqu'au dernier atome; les atomes de différents éléments peuvent être différenciés par leur poids atomique; les atomes des éléments s'unissent pour former des composés chimiques; les atomes ne peuvent être ni créés ni détruits par réaction chimique, seul le groupement change jamais.
Découverte de l'électron:
À la fin du 19e siècle, les scientifiques ont également commencé à théoriser que l'atome était composé de plus d'une unité fondamentale. Cependant, la plupart des scientifiques se sont aventurés sur le fait que cette unité aurait la taille du plus petit atome connu - l'hydrogène. À la fin du 19e siècle, cela changera radicalement, grâce aux recherches menées par des scientifiques comme Sir Joseph John Thomson.
Grâce à une série d'expériences utilisant des tubes à rayons cathodiques (connus sous le nom de tube de Crookes), Thomson a observé que les rayons cathodiques pouvaient être déviés par des champs électriques et magnétiques. Il a conclu que plutôt que d'être composés de lumière, ils étaient constitués de particules chargées négativement qui étaient 10000 fois plus petites et 1800 fois plus légères que l'hydrogène.
Cela a effectivement réfuté la notion que l'atome d'hydrogène était la plus petite unité de matière, et Thompson est allé plus loin pour suggérer que les atomes étaient divisibles. Pour expliquer la charge globale de l'atome, qui comprenait à la fois des charges positives et négatives, Thompson a proposé un modèle selon lequel les «corpuscules» chargés négativement étaient répartis dans une mer uniforme de charge positive - connue sous le nom de modèle de pudding aux prunes.
Ces corpuscules seront plus tard appelés «électrons», d'après la particule théorique prédite par le physicien anglo-irlandais George Johnstone Stoney en 1874. Et à partir de là, le modèle Plum Pudding est né, ainsi nommé parce qu'il ressemble étroitement au désert anglais qui se compose de gâteau aux prunes et raisins secs. Le concept a été présenté au monde dans l’édition de mars 1904 du Magazine philosophique, à large éloge.
Le modèle de Rutherford:
Des expériences ultérieures ont révélé un certain nombre de problèmes scientifiques avec le modèle Plum Pudding. Pour commencer, il y avait le problème de démontrer que l'atome possédait une charge de fond positive uniforme, qui est devenu le «problème de Thomson». Cinq ans plus tard, le modèle serait réfuté par Hans Geiger et Ernest Marsden, qui ont mené une série d'expériences utilisant des particules alpha et une feuille d'or - alias. «l'expérience de la feuille d'or».
Dans cette expérience, Geiger et Marsden ont mesuré le modèle de diffusion des particules alpha avec un écran fluorescent. Si le modèle de Thomson était correct, les particules alpha passeraient sans entrave à travers la structure atomique de la feuille. Cependant, ils ont plutôt noté que si la plupart des coups de feu étaient directs, certains d'entre eux étaient dispersés dans différentes directions, certains retournant dans la direction de la source.
Geiger et Marsden ont conclu que les particules avaient rencontré une force électrostatique bien supérieure à celle permise par le modèle de Thomson. Étant donné que les particules alpha ne sont que des noyaux d'hélium (qui sont chargés positivement), cela impliquait que la charge positive dans l'atome n'était pas largement dispersée, mais concentrée dans un volume minuscule. De plus, le fait que les particules qui n'étaient pas déviées passaient sans entrave signifiait que ces espaces positifs étaient séparés par de vastes gouffres d'espace vide.
En 1911, le physicien Ernest Rutherford interprète les expériences de Geiger-Marsden et rejette le modèle de Thomson de l'atome. Au lieu de cela, il a proposé un modèle où l'atome consistait en un espace principalement vide, avec toute sa charge positive concentrée en son centre dans un très petit volume, qui était entouré d'un nuage d'électrons. Ceci est venu pour être connu comme le modèle de Rutherford de l'atome.
Le modèle Bohr:
Des expériences ultérieures d'Antonius Van den Broek et Niels Bohr ont affiné davantage le modèle. Alors que Van den Broek a suggéré que le numéro atomique d'un élément est très similaire à sa charge nucléaire, ce dernier a proposé un modèle semblable à celui du système solaire de l'atome, où un noyau contient le numéro atomique de charge positive et est entouré d'un égal nombre d'électrons dans les coquilles orbitales (aka. le modèle de Bohr).
De plus, le modèle de Bohr a affiné certains éléments du modèle de Rutherford qui posaient problème. Ceux-ci comprenaient les problèmes découlant de la mécanique classique, qui prédisaient que les électrons libéreraient un rayonnement électromagnétique en orbite autour d'un noyau. En raison de la perte d'énergie, l'électron devrait avoir rapidement spiralé vers l'intérieur et s'est effondré dans le noyau. En bref, ce modèle atomique impliquait que tous les atomes étaient instables.
Le modèle a également prédit que lorsque les électrons se déplaçaient en spirale vers l'intérieur, leur émission augmenterait rapidement en fréquence à mesure que l'orbite deviendrait plus petite et plus rapide. Cependant, des expériences avec des décharges électriques à la fin du 19e siècle ont montré que les atomes n'émettent de l'énergie électromagnétique qu'à certaines fréquences discrètes.
Bohr a résolu ce problème en proposant que les électrons en orbite autour du noyau d'une manière compatible avec la théorie quantique du rayonnement de Planck. Dans ce modèle, les électrons ne peuvent occuper que certaines orbitales autorisées avec une énergie spécifique. De plus, ils ne peuvent gagner et perdre de l'énergie qu'en sautant d'une orbite autorisée à une autre, absorbant ou émettant un rayonnement électromagnétique au cours du processus.
Ces orbites étaient associées à des énergies définies, qu'il a appelées coquilles d'énergie ou niveaux d'énergie. En d'autres termes, l'énergie d'un électron à l'intérieur d'un atome n'est pas continue, mais «quantifiée». Ces niveaux sont donc étiquetés avec le nombre quantique n (n = 1, 2, 3, etc.) qui, selon lui, pouvait être déterminé à l'aide de la formule de Ryberg - une règle formulée en 1888 par le physicien suédois Johannes Ryberg pour décrire les longueurs d'onde des raies spectrales de nombreux éléments chimiques.
Influence du modèle de Bohr:
Bien que le modèle de Bohr se soit avéré révolutionnaire à certains égards - en fusionnant la constante de Ryberg et la constante de Planck (aka. Théorie quantique) avec le modèle de Rutherford - il a souffert de quelques défauts que des expériences ultérieures illustreront. Pour commencer, il supposait que les électrons avaient à la fois un rayon et une orbite connus, ce que Werner Heisenberg réfuterait une décennie plus tard avec son principe d'incertitude.
De plus, bien qu'il soit utile pour prédire le comportement des électrons dans les atomes d'hydrogène, le modèle de Bohr n'était pas particulièrement utile pour prédire les spectres des atomes plus gros. Dans ces cas, où les atomes ont plusieurs électrons, les niveaux d'énergie n'étaient pas conformes à ce que Bohr avait prédit. Le modèle ne fonctionnait pas non plus avec des atomes d'hélium neutres.
Le modèle de Bohr ne pouvait pas non plus tenir compte de l'effet Zeeman, un phénomène noté par les physiciens néerlandais Pieter Zeeman en 1902, où les raies spectrales sont divisées en deux ou plus en présence d'un champ magnétique statique externe. Pour cette raison, plusieurs améliorations ont été tentées avec le modèle atomique de Bohr, mais elles se sont également révélées problématiques.
En fin de compte, cela conduirait à remplacer le modèle de Bohr par la théorie quantique - conformément aux travaux de Heisenberg et Erwin Schrodinger. Néanmoins, le modèle de Bohr reste utile comme outil pédagogique pour initier les étudiants à des théories plus modernes - telles que la mécanique quantique et le modèle atomique de la coquille de valence.
Il s'avérerait également être une étape importante dans le développement du modèle standard de la physique des particules, un modèle caractérisé par des «nuages d'électrons», des particules élémentaires et de l'incertitude.
Nous avons écrit de nombreux articles intéressants sur la théorie atomique ici à Space Magazine. Voici le modèle atomique de John Dalton, Qu'est-ce que le modèle du pudding aux prunes, qu'est-ce que le modèle du nuage d'électrons?, Qui était Démocrite?, Et quelles sont les parties de l'atome?
Astronomy Cast a également quelques épisodes sur le sujet: Épisode 138: Mécanique quantique, Épisode 139: Niveaux d'énergie et spectres, Épisode 378: Rutherford et atomes et Épisode 392: Le modèle standard - Intro.
Sources:
- Niels Bohr (1913) «Sur la constitution des atomes et des molécules, première partie»
- Niels Bohr (1913) «Sur la constitution des atomes et des molécules, systèmes de la partie II ne contenant qu'un seul noyau»
- Encyclopédie Britannica: modèle atomique de Borh
- Hyperphysique - Modèle de Bohr
- Université du Tennessee, Knoxville - Le modèle Borh
- Université de Toronto - Le modèle Bohr de l'atome
- NASA - Imagine the Universe - Contexte: atomes et énergie lumineuse
- À propos de l'éducation - Bohr Model of the Atom
