Un modèle atomique est une représentation de la structure interne d'un atome.
Tout au long de l'histoire, la constitution de la matière a connu plusieurs modèles qui ont évolué jusqu'à atteindre le modèle atomique actuel.
Vous trouverez ci-dessous une chronologie des modèles atomiques les plus importants :
1. Modèle de Démocrite d'Abdère (450 av. J.-C.)
Le modèle atomique démocritéen a été développé par le philosophe grec Démocrite d'Abdère . Démocrite croyait que la matière était constituée de petites particules indestructibles ou indivisibles qu’il appelait atomes.
Démocrite, un philosophe grec de l'Antiquité, fut l'un des premiers à proposer l'idée que la matière était composée de particules indivisibles et discontinues appelées « atomes ». Dans sa philosophie, les atomes étaient les unités fondamentales de la réalité et étaient éternels et infiniment petits.
Démocrite croyait que différents types de matière étaient formés à partir de combinaisons et d’arrangements d’atomes dans l’espace vide.
Importance du modèle
Bien que le modèle de Démocrite manquait de preuves expérimentales et d’une base scientifique solide à l’époque, il a jeté les bases de l’idée que la matière était composée d’unités discrètes et indivisibles. Cependant, ce modèle n’a pas eu d’impact immédiat sur la communauté scientifique de son époque et a été dépassé par d’autres idées jusqu’à ce qu’il réapparaisse avec plus de force à l’ère de la science moderne.
La contribution de Démocrite est fondamentale pour l’évolution de la théorie atomique à travers l’histoire, et son concept de « l’atome » est la base de la façon dont nous comprenons la structure de la matière aujourd’hui.
2. Modèle de John Dalton (1808)
La théorie atomique de Dalton fut le premier modèle doté d’une base scientifique. Dalton a défini le concept de l'atome et a conclu que dans les réactions chimiques, les atomes ne sont ni créés ni détruits, mais plutôt leur distribution change.
Le modèle atomique de Dalton, proposé par John Dalton au début du XIXe siècle, fut l'une des premières tentatives systématiques pour expliquer la nature de la matière et des réactions chimiques en termes d'atomes.
Les atomes comme unités indivisibles
Dalton a postulé que la matière était composée de particules fondamentales et indivisibles appelées atomes. Chaque élément chimique est constitué d’atomes identiques entre eux en termes de masse et de propriétés chimiques.
Atomes de différents éléments
Les atomes des différents éléments étaient différents les uns des autres en termes de masse et de propriétés chimiques. Dalton croyait que les atomes étaient les unités de base et indivisibles de la matière et que les composés chimiques étaient formés à partir de la combinaison d’atomes de différents éléments dans des proportions fixes et définies.
Conservation de la masse
Dalton a postulé que la masse est conservée dans les réactions chimiques. Cela signifie que la masse totale des atomes dans les réactifs est égale à la masse totale des atomes dans les produits après une réaction chimique.
Proportions fixes dans les composés
Dalton a proposé la loi des proportions définies, qui stipule que les éléments se combinent dans des proportions fixes et constantes pour former des composés chimiques spécifiques. Cela signifie que les atomes d’éléments se combinent en entiers simples pour former des composés.
Loi des proportions multiples
Dalton a également formulé la loi des proportions multiples, qui stipule que lorsque deux éléments forment plus d'un composé, les masses d'un élément qui se combinent avec une masse fixe de l'autre élément sont dans le rapport de nombres entiers simples.
3. Modèle Thomson (1904)
Thomson a découvert l'électron en tant que particule subatomique grâce aux tubes à rayons cathodiques. Ces nouvelles particules à charges négatives ont été considérées comme faisant partie de la structure des atomes.
Le modèle atomique de Thomson est également connu sous le nom de modèle du pudding aux prunes, car JJ Thomson a conçu l'atome comme un pudding aux prunes. Dans ce modèle, l'atome serait formé d'une masse positive à laquelle les électrons s'attacheraient comme des raisins dans un gâteau.
Caractéristiques du modèle
Thomson a réalisé des expériences avec des tubes à rayons cathodiques et a découvert l'existence de particules subatomiques chargées négativement qu'il a appelées électrons. Cette découverte remet en cause l’idée antérieure selon laquelle les atomes étaient indivisibles et uniformes.
Selon le modèle de Thomson, des électrons chargés négativement étaient intégrés dans une matrice chargée positivement. Cela a créé un équilibre de charges électriques, résultant en un atome globalement neutre. Visuellement, l'atome a été comparé à un « pudding aux raisins », où les électrons représentaient les « raisins secs » et la charge positive la « masse du pudding ».
Thomson a proposé que la charge positive était répartie uniformément dans toute la structure de l'atome, maintenant les électrons en équilibre en son sein. Cette idée expliquait comment les atomes pouvaient être électriquement neutres malgré la présence de charges électriques distinctes à l’intérieur d’eux.
Limites du modèle
Bien que le modèle de Thomson ait introduit l’idée que les atomes avaient des composants et des charges subatomiques, il n’expliquait pas pourquoi les électrons ne s’effondraient pas dans le noyau en raison des forces électriques répulsives entre les charges négatives.
Le modèle atomique de Thomson n’abordait pas non plus la manière dont les électrons étaient organisés en orbites autour du noyau.
Importance
Bien que le modèle de Thomson ait été remplacé plus tard par des modèles plus complets, sa découverte des électrons et sa proposition d'une structure subatomique ont radicalement changé la compréhension scientifique de l'époque.
Ces découvertes ont ouvert la voie à de futurs développements de la théorie atomique et ont posé les bases de modèles plus sophistiqués expliquant l’organisation et le comportement des électrons dans les atomes.
4. Modèle Rutherford (1911)
Dans le modèle de Rutherford, connu sous le nom de modèle « planétaire » ou « du noyau », Ernest Rutherford disait que les atomes étaient facilement transposables par des charges électriques. Son modèle définissait l'atome comme un noyau lourd avec une charge positive et les électrons tournaient autour de lui de telle manière que la majeure partie de l'atome était composée d'espace vide.
Le modèle atomique de Rutherford a marqué une avancée cruciale dans la compréhension de la structure atomique au début du XXe siècle. Les aspects clés de ce modèle sont détaillés ci-dessous :
Expérience
Rutherford et son équipe ont mené une expérience dans laquelle ils ont tiré des particules alpha (noyaux d’hélium) sur une fine feuille d’or. Ils s'attendaient à ce que les particules traversent la feuille avec peu de déviation en raison de la croyance commune de l'époque selon laquelle les atomes étaient principalement constitués d'espace vide.
Découverte du noyau atomique
Cependant, le résultat s’est avéré surprenant : certaines particules alpha ont été considérablement déviées et ont même rebondi. Rutherford a conclu que cela ne pouvait s'expliquer que si les atomes contenaient un petit noyau dense et chargé positivement en leur centre, qui concentrait la majeure partie de la masse de l'atome.
Espace vide dans l'atome
Sur la base de son expérience, Rutherford a également conclu que la majeure partie de l'atome était constituée d'espace vide, puisque la plupart des particules alpha traversaient la feuille d'or sans être déviées du tout.
Bien que le modèle atomique de Rutherford ait introduit le concept de noyau central, il n’offrait pas d’explication détaillée de la manière dont les électrons étaient organisés autour du noyau. En raison des forces électriques entre les charges opposées, les électrons auraient dû s'effondrer dans le noyau selon les lois électromagnétiques classiques.
Importance du modèle atomique
Malgré ses limites, le modèle de Rutherford a constitué une étape importante. Il a introduit la notion selon laquelle les atomes avaient un noyau dense et chargé positivement en leur centre, ce qui a résolu certaines des questions soulevées par les modèles précédents.
En outre, ce modèle a ouvert la voie à des développements ultérieurs de la théorie atomique, tels que le modèle atomique de Bohr.
5. Modèle atomique de Niels Bohr (1913)
Le modèle atomique de Bohr était une modification du modèle de Rutherford : l'atome est comme « un système solaire microscopique » dans lequel les électrons sont en orbite autour du noyau. Bohr supposait que les électrons se déplaçaient sur des orbites circulaires autour du noyau.
Le modèle atomique proposé par Niels Bohr au début du XXe siècle a constitué une avancée significative dans la compréhension de la structure atomique et de la nature des orbites électroniques.
Niveaux d'énergie discrets
Bohr a postulé que les électrons d’un atome se déplaçaient sur des orbites discrètes et quantifiées autour du noyau, plutôt que dans des mouvements continus. Chaque orbite correspondait à un niveau d’énergie spécifique pour les électrons.
Les électrons ne pouvaient pas avoir d’énergies intermédiaires, ce qui a conduit à la stabilité des atomes.
Absorption et émission d'énergie
Selon le modèle atomique de Bohr, les électrons pourraient absorber ou émettre de l'énergie sous forme de quanta (paquets discrets d'énergie) en se déplaçant entre différents niveaux d'énergie.
Lorsqu'un électron absorbait de l'énergie, il sautait à un niveau d'énergie supérieur ; Lorsqu’il émettait de l’énergie, il revenait à un niveau d’énergie inférieur.
Spectres atomiques
L’une des principales réalisations de ce modèle a été l’explication des spectres d’émission et d’absorption des atomes. Les spectres étaient des lignes claires ou sombres dans la lumière émise ou absorbée par les atomes. Bohr a pu relier les changements dans les niveaux d’énergie des électrons à des lignes spécifiques dans les spectres.
Modèle limité aux atomes simples
Bien que le modèle atomique de Bohr ait réussi à expliquer certains aspects des spectres atomiques et à fournir une description quantitative de la structure électronique, il était principalement applicable aux atomes simples avec un seul électron, comme l'hydrogène. Il avait du mal à expliquer les atomes et les systèmes plus complexes avec plusieurs électrons.
Les transitions et la constante de Planck
Bohr a introduit l'idée selon laquelle les électrons ne pouvaient exister que dans certains états d'énergie discrets, liés à la constante de Planck. Cela a jeté les bases de la formulation ultérieure de la théorie quantique.
Importance du modèle
Bien que le modèle atomique de Bohr ait été remplacé par les développements ultérieurs de la théorie quantique, ses concepts de niveaux d'énergie quantifiés et de transitions électroniques ont fourni une approche cruciale pour comprendre la structure et le comportement des atomes. Ses travaux ont ouvert la voie à l’évolution de la mécanique quantique et ont représenté une étape essentielle dans la compréhension moderne de la physique atomique.
6. Modèle Sommerfeld (1916)
Le modèle atomique de Sommerfeld est une extension du modèle de Bohr, développé en 1916 par Arnold Sommerfeld pour expliquer certaines divergences observées dans les spectres d'émission des atomes.
Alors que Bohr supposait que les électrons tournaient sur des orbites circulaires autour du noyau, Sommerfeld introduisit l'idée d'orbites elliptiques, permettant une plus grande précision dans la description des niveaux d'énergie.
Sommerfeld a incorporé la relativité restreinte d'Einstein pour affiner les énergies des électrons dans les atomes plus lourds. Son modèle a introduit le nombre quantique azimutal (lll), qui déterminait la forme des orbites et expliquait la structure fine des lignes spectrales. Il a également prédit le concept de sous-niveaux d’énergie au sein d’une seule couche électronique, quelque chose qui deviendra plus tard essentiel en mécanique quantique.
Malgré son succès dans l’amélioration du modèle de Bohr, le modèle de Sommerfeld avait des limites dans la mesure où il ne pouvait pas expliquer certains effets quantiques observés dans des atomes plus complexes.
Avec le développement de la mécanique quantique dans les années 1920, sa théorie a été remplacée par des modèles plus précis basés sur l’équation de Schrödinger et le principe d’incertitude de Heisenberg.
7. Le modèle atomique de Schrödinger (1926)
Le modèle de Schrödinger de l'atome, également connu sous le nom de mécanique quantique, est un cadre théorique qui décrit le comportement des particules subatomiques, telles que les électrons, en termes de probabilité et d'ondes.
Il a été développé par le physicien autrichien Erwin Schrödinger dans les années 1920 et a révolutionné notre compréhension de la structure atomique et des propriétés des particules subatomiques.
Description probabiliste
Contrairement aux modèles précédents qui décrivaient la position et le mouvement des particules de manière déterministe, le modèle atomique de Schrödinger introduit l'idée que les particules subatomiques, comme les électrons, n'ont pas de trajectoires définies, mais sont plutôt décrites par des fonctions d'onde qui représentent la probabilité de les trouver dans différentes positions.
Équation de Schrödinger
La base du modèle est l’équation de Schrödinger, une équation mathématique fondamentale qui décrit comment la fonction d’onde d’une particule change au fil du temps dans un champ de force donné, tel que le champ électrique créé par le noyau d’un atome.
La résolution de cette équation fournit des informations sur les propriétés de la particule, telles que son énergie et sa distribution spatiale.
Orbitales et fonctions d'onde
Dans le contexte des atomes, les fonctions d’onde sont appelées orbitales. Les orbitales sont des régions de l'espace où il existe une forte probabilité de trouver un électron. Les différents types d'orbitales (s, p, d, f) ont des formes caractéristiques et des distributions de probabilité, qui déterminent la manière dont les électrons sont disposés autour du noyau.
Principe d'incertitude de Heisenberg
Le modèle de Schrödinger a introduit le principe d'incertitude de Heisenberg, qui stipule qu'il existe des limitations fondamentales à la mesure précise de la position et de l'impulsion (ou vitesse) d'une particule simultanément.
Plus la position d'une particule est connue avec précision, moins son impulsion peut être connue avec précision et vice versa.
Evolution de la théorie quantique
Le modèle atomique de Schrödinger et la mécanique quantique en général ont conduit à un changement fondamental dans la façon dont nous comprenons la nature subatomique du monde. La théorie quantique s’applique non seulement à la physique atomique, mais également à des domaines tels que la physique des particules, la chimie quantique et l’électronique.
8. Modèle Dirac-Jordan (1928)
Le modèle de Dirac-Jordan, proposé en 1928 par Paul Dirac et Pascual Jordan, représente une avancée cruciale en mécanique quantique en incorporant la relativité dans la description de l'électron. Dirac a développé une équation d’onde relativiste, connue sous le nom d’équation de Dirac, qui a résolu les incohérences entre la mécanique quantique et la théorie de la relativité restreinte.
L’équation de Dirac prédisait l’existence du spin électronique, un degré de liberté fondamental qui n’avait pas été pris en compte auparavant. De plus, sa formulation a conduit à la découverte de l'antimatière, en particulier du positon, une particule de même masse que l'électron mais avec une charge positive.
Cette prédiction fut confirmée expérimentalement en 1932 par Carl Anderson, qui consolida le modèle de Dirac comme l'un des fondements de la théorie quantique moderne.
D'autre part, Pascual Jordan a contribué au développement de la théorie matricielle de la mécanique quantique, qui a permis de décrire mathématiquement les états quantiques des particules. Ses travaux avec Werner Heisenberg et Max Born ont contribué à établir un formalisme rigoureux pour la théorie quantique.
Le modèle de Dirac-Jordan a représenté une étape fondamentale vers la théorie quantique des champs, car il a permis de décrire les particules élémentaires dans un cadre mathématique cohérent avec la relativité. Ses principes restent fondamentaux dans la physique moderne, notamment dans le développement du modèle standard.