Modèle de Bohr de l'atome

Développement menant au modèle de Bohr de l'atome

Notre compréhension de l'atome est passée par plusieurs modèles distincts tout au long des deux derniers siècles, s'améliorant avec précision à mesure que de nouvelles preuves étaient obtenues et que des principes physiques plus fondamentaux étaient révélés.

Modèle du plum-pudding

Avant le 20e siècle, nous n'avions aucune idée de la structure subatomique de l'atome. En 1803, John Dalton a théorisé que l'atome était indivisible et ne pouvait être décomposé en quoi que ce soit de plus petit. Cependant, la découverte de l'électron en 1897 par J. J. Thomson a changé la donne. Après de nombreuses délibérations et recherches, il a proposé le modèle du plum pudding ou modèle de Thomson.

Ce modèle tente d'expliquer comment un atome n'a pas de charge électrique nette, alors que les électrons individuels possèdent des charges négatives. Thomson a proposé que les "prunes" (électrons) chargées négativement soient entourées d'un "pudding" chargé positivement, car un atome doit contenir une certaine charge positive pour annuler la charge négative des électrons.

Le modèle de Rutherford

En 1905, Ernst Rutherford, élève de Thomson, a testé le modèle du plum-pudding en dirigeant un faisceau de particules alpha sur une bande de papier d'or. Les particules alpha sont une forme de rayonnement avec une charge positive importante. Il s'attendait à ce que les particules alpha traversent l'or sans déviation, car le "pudding" chargé positivement devrait être uniformément réparti. Cependant, un très petit nombre de particules alpha ont été déviées, parfois même complètement réfléchies.

Dans l'expérience avec les particules alpha, on s'attendait à ce que les particules alpha passent sans déviation, conformément au modèle de Thomson. Cependant, un petit nombre de particules ont été déviées, ce qui peut être expliqué par le modèle de Rutherford, Wikimedia Commons CC-BY-SA-3.0.

Il a fallu plusieurs années à Rutherford pour interpréter correctement les résultats de son expérience. Il a proposé que l'atome soit en fait constitué d'un petit noyau compact et chargé positivement, entouré d'un nuage d 'électrons, appelé modèle de Rutherford. Le proton et le neutron (les particules subatomiques qui composent le noyau) ont été découverts plus tard, respectivement en 1917 et 1932.

Modèle de Bohr

Malheureusement, le modèle de Rutherford était encore imparfait. La théorie dominante à l'époque était que les électrons tournaient autour du noyau sur des orbites circulaires arbitraires, comme une planète autour d'une étoile. Cependant, les électrons perdent de l 'énergie lorsqu'ils sont accélérés, et ils devraient donc s'effondrer dans le noyau selon le modèle de Rutherford. En 1913, Niels Bohr a proposé sa propre structure de l'atome pour expliquer ce phénomène.

Structure subatomique d'un atome d'hydrogène. Un électron absorbe et émet de l'énergie pour se déplacer entre les niveaux d'énergie, Wikimedia Commons CC-BY-SA-3.0

Dans le modèle de l'atome de Bohr, les électrons orbitent autour du noyau dans des niveaux d'énergie fixes appelés coquilles. Les électrons ne peuvent exister que dans ces coquilles et ils se déplacent entre elles en gagnant et en perdant certaines quantités d'énergie correspondant à la différence d'énergie entre les niveaux d'énergie. C'est ainsi que Niels Bohr a pu expliquer pourquoi l'atome ne s'effondre pas . Ses conclusions sont basées sur la physique quantique, dont tu n'auras pas à te préoccuper outre mesure à ce niveau.

Structure atomique du modèle de Bohr

Énergie et couleur

Presque toute la lumière de l'univers provient des atomes. Lorsque les scientifiques étudient un élément pur, ils observent que seules quelques couleurs spécifiques sont émises. Les différents éléments émettent différents modèles de couleurs, appelés spectre d'émission. Par exemple, l'hydrogène possède une ligne orange, deux lignes bleues et une ligne violette. Les couleurs et les motifs de l'hydrogène sont distincts, même de ceux de l'hélium.

Comparaison du spectre d'émission de l'hydrogène et de l'hélium, Wikimedia Commons CC-BY-SA-4.0

Rappelle-toi que la lumière est de l'énergie pure sous forme d'onde électromagnétique ou de photon. L'énergie d'une onde électromagnétique détermine sa couleur. La lumière rouge a une énergie plus faible, tandis que la lumière bleue a une énergie plus élevée. Comme un atome ne peut absorber et émettre que certaines couleurs de lumière, nous savons que quelque chose dans la structure de l'atome doit avoir des niveaux d'énergie spécifiques.

Un électron absorbe et émet des photons pour déplacer les niveaux d'énergie, Wikimedia Commons CC BY 3.0

Dans le modèle de Bohr, les électrons orbitent autour du noyau à des niveaux d'énergie discrets appelés coquilles. Ils ne peuvent pas exister entre les niveaux d'énergie, sauf s'ils passent d'un niveau à l'autre. Le niveau le plus bas (E1) est l' état fondamental, tandis que tous les niveaux d'énergie supérieurs sont des états excités. Il est important de noter que l'énergie d'un électron dans un atome est toujours négative. Le symbole négatif indique que l'électron doit recevoir de l'énergie pour être entièrement éjecté de l'atome. Cette énergie est définie comme l'énergie d'ionisation ou l' état d'ionisation. Prenons l'exemple d'un atome d'hydrogène dont l'état fondamental est $-13.6\mathrm{eV}$En donnant à l'électron une énergie d'ionisation de $13.6\mathrm{eV}$ le forcera à être éjecté.

Lorsqu'un électron passe d'un niveau d'énergie supérieur à un niveau inférieur, un photon est émis avec une énergie correspondant à la différence d'énergie entre les deux enveloppes. Si un électron se déplace entre deux niveaux d'énergie, l'énergie du photon émis peut être calculée à l'aide de l'équation de Planck:

$E=hf=E2-E1$

Où$E$est l'énergie,$h$est la constante de Planck, et$f$est la fréquence de la lumière produite.

De même, cette équation peut également être utilisée lorsqu'un électron absorbe l'énergie d'un photon et passe à un état plus excité. Lesélectrons d'un atome ne peuvent absorber que certaines énergies de lumière, ce qui les ferait passer à un état plus excité. Les électrons peuvent se déplacer entre plusieurs orbites en une seule transition, par exemple entre$E4$et$E2$.

Comment les électrons remplissent les niveaux d'énergie

Il y a une limite au nombre d'électrons qui peuvent physiquement exister dans une coquille à un moment donné. La première enveloppe ne peut contenir que deux électrons, tandis que les enveloppes 2 et 3 peuvent contenir 8 électrons chacune. Le diagramme ci-dessous montre la configuration électronique de dix éléments du tableau périodique, en supposant qu'aucun électron n'a été excité à un état supérieur.

La configuration électronique de dix éléments, Wikimedia Commons CC-BY-4.0

Lorsque des électrons sont ajoutés à un atome, ils remplissent les niveaux d'énergie les plus bas disponibles. Chaque enveloppe doit être remplie avant que la suivante ne commence à l'être. La seule exception est lorsqu'un électron a été excité. Cependant, les électrons excités subiront très rapidement l'émission spontanée d'un photon pour revenir à un niveau d'énergie inférieur. En effet, les électrons chargés négativement sont attirés par le noyau chargé positivement, comme la gravité attire un parachutiste vers le sol.

Limites du modèle atomique de Bohr

Lemodèle de Bohr était essentiellement sans faille, tant que l'atome que tu étudiais n'avait qu'un seul électron. Malheureusement, tous les atomes du tableau périodique, à l'exception de l'hydrogène, ont plus d'un électron. Lorsque Bohr a tenté d'utiliser son modèle atomique pour prédire les lignes spectrales d'autres éléments, ses calculs se sont éloignés de plus en plus des spectres d'émission réellement observés au fur et à mesure que lenombre d'électrons dans un échantillon d'élément augmentait.

L'un des problèmes est que plusieurs électrons dans l'"orbite" d'un noyau commencent à interagir les uns avec les autres, ce qui complique les structures énergétiques des enveloppes d'électrons. Erwin Schrödinger, en 1926, a déterminé que les électrons se déplacent en fait autour du noyau dans différents nuages en fonction de leur niveau d'énergie. Les régions blanches sur l'image ci-dessous montrent une plus grande probabilité de trouver un électron dans cet espace, tandis que les régions plus sombres démontrent le contraire.

Dans le modèle quantique de l'atome de Schrödinger, les électrons se déplacent autour du noyau dans différents nuages, Pixabay.

Avantages et inconvénients du modèle atomique de Bohr

La principale raison pour laquelle le modèle de Bohr est utile est qu'il démontre clairement la structure sous-jacente de l'atome et la façon dont les électrons peuvent gagner et perdre de l'énergie par l'absorption et l'émission de photons.

Malheureusement, lemodèle de Bohr n'est pas tout à fait correct en raison des principes de la mécanique quantique. Les électrons n'"orbitent" pas autour du noyau selon des lignes nettes et distinctes, mais plutôt dans des nuages indistincts. Cependant, le modèle de Bohr est relativement net et précis et constitue une étape fondamentale importante au niveau du lycée pour comprendre la physique qui régit le monde.