Centrale nucléaire Isar, Allemagne

Piscine de combustible nucléaire usé

Turbine d'une centrale nucléaire

Théorie atomique

Théorie atomique

En physique et en chimie, la théorie atomique est une théorie scientifique de la nature de la matière, selon laquelle la matière est composée d'unités appelées atomes. La théorie atomique a commencé comme un concept philosophique dans la Grèce antique et est entrée dans les grandes lignes du XIXe siècle lorsque des découvertes dans le domaine de la chimie ont montré que la matière se comporte réellement comme si elle était un atome.

Le mot atome tire son origine de l'adjectif atomique du grec ancien, qui signifie "indivisible". Comme expliqué dans l'histoire de l'énergie nucléaire. Les chimistes du dix-neuvième siècle ont commencé à utiliser ce terme en relation avec le nombre croissant d'éléments chimiques irréductibles.

Apparemment, au début du XXe siècle, des physiciens ont découvert, lors de diverses expériences d'électromagnétisme et de radioactivité, que le soi-disant "atome indivisible" est en réalité un agglomérat de différentes particules subatomiques (principalement des électrons, des protons et des neutrons). Ces particules peuvent exister séparément. En fait, dans des environnements extrêmes tels que les étoiles à neutrons, la température et la pression extrêmes rendent l’existence des atomes tout à fait difficile.

Comme les atomes se sont révélés divisibles, les physiciens ont par la suite inventé le terme "particules élémentaires" pour décrire les parties "indivisibles", bien que non indestructibles, d'un atome. Le domaine scientifique qui étudie les particules subatomiques est la physique des particules et, dans ce domaine, les physiciens espèrent découvrir la véritable nature fondamentale de la matière.

Atomisme philosophique

L'idée que la matière est composée d'unités discrètes est très ancienne et se retrouve dans de nombreuses cultures anciennes, telles que la Grèce et l'Inde. Cependant, ces idées étaient basées sur un raisonnement philosophique et théologique, plutôt que sur des preuves et des expériences.

Pour cette raison, ils ne pouvaient convaincre tout le monde, alors l'atomisme restait l'une des nombreuses hypothèses contradictoires sur la nature de la matière. Ce n’est qu’au XIXe siècle que l’idée a été acceptée et précisée par les scientifiques, la science de la chimie tout d’abord, produisant des découvertes faciles à expliquer à l’aide du concept d’atome.

John Dalton

Vers la fin du dix-huitième siècle, deux lois sur les réactions chimiques sont apparues, sans référence à la notion de théorie atomique. La première est la loi de conservation de la masse, formulée par Antoine Lavoisier en 1789, qui stipule que la masse totale d’une réaction chimique reste constante (c’est-à-dire que les réactifs ont la même masse que les produits de la réaction).

La seconde était la loi de proportions définies. Pour la première fois démontrée par le chimiste français Joseph Louis Proust en 1799, cette loi stipule que, si un composé est décomposé en ses éléments constitutifs, les masses des composés constitutifs auront toujours les mêmes proportions, quelle que soit la quantité ou la source du symbole initial. substance.

 

John Dalton étudia et développa le résultat précédent et développa la loi des proportions multiples: si deux éléments peuvent être combinés pour former une série de composés, le rapport de masse du deuxième élément associé à une masse fixe du premier élément sera une relation de petits entiers.

Par exemple, Proust a étudié les oxydes d'étain et a découvert que leurs masses étaient respectivement de 88,1% d'étain et 11,9% d'oxygène, ou de 78,7% d'étain et de 21,3% d'oxygène (il s'agit d'oxydes d'étain et de dioxyde d'étain). Dalton a observé dans ces pourcentages que 100 g d'étain seraient combinés à 13,5 g ou 27 g d'oxygène; 13.5 et 27 sont dans un rapport de 1: 2. Dalton a découvert qu'une théorie atomique de la matière pourrait expliquer avec élégance ce schéma commun en chimie. Dans le cas des oxydes d'étain de Proust, un atome d'étain sera combiné à un ou deux atomes d'oxygène.

Dalton pensait que la théorie atomique pourrait expliquer pourquoi l’eau absorbe différents gaz dans des proportions différentes; Par exemple, il a découvert que l'eau absorbait beaucoup plus le dioxyde de carbone que l'azote. Dalton a émis l'hypothèse que cela est dû aux différences de masse et de complexité des gaz particulaires. En fait, les molécules de dioxyde de carbone (CO2) sont plus lourdes et plus grosses que les molécules d’azote (N2).

Dalton a proposé que chaque élément chimique soit composé d'atomes d'un seul type et, bien qu'ils ne puissent être ni modifiés ni détruits par des moyens chimiques, ils peuvent se combiner pour former des structures plus complexes (composés chimiques). C'est la première théorie véritablement scientifique de l'atome, car Dalton est parvenu à ses conclusions en expérimentant et en analysant les résultats de manière empirique.

En 1803, Dalton présenta la première liste de masses atomiques relatives par voie orale pour plusieurs substances. Cet article a été publié en 1805, mais il n'a pas expliqué comment il avait obtenu ces chiffres. La méthode a été découverte pour la première fois en 1807 par son savoir, Thomas Thomson, dans la troisième édition de son manuel, Un système de chimie. Enfin, Dalton a publié une présentation complète dans son propre livre, Un nouveau système de philosophie chimique, 1808 et 1810.

Dalton a estimé les masses atomiques en fonction des relations dans lesquelles les masses sont combinées avec l’atome d’hydrogène pris comme une unité. Cependant, Dalton n’a pas conçu que, dans certains éléments, il existe plus d’atomes similaires dans les molécules; Par exemple, l'oxygène pur existe sous forme d'O2. En outre, il croit à tort que le composé le plus simple entre deux éléments est toujours un de chaque atome (par conséquent, on pensait que l'eau était HO, pas H 2 O).

Ceci, en plus de la grossièreté de son équipe, a entravé ses résultats. Par exemple, en 1803, il croyait que les atomes d'oxygène étaient 5,5 fois plus lourds que les atomes d'hydrogène, car dans l'eau, il mesurait 5,5 grammes d'oxygène pour chaque gramme d'hydrogène, il pensait donc que la formule de l'eau était HO. En adoptant de meilleures données, il conclut en 1806 que la masse atomique d'oxygène devait être de 7, au lieu de 5,5, et il considérait ce poids pour le restant de ses jours. D'autres, à ce moment-là, en étaient déjà arrivés à la conclusion que l'atome d'oxygène devait peser 8 si l'hydrogène pesait 1, en supposant la formule de la molécule d'eau (HO) de Dalton, ou 16 en utilisant la formule moderne de l'eau (H2O).

Avogadro

Le défaut de la théorie de Dalton a été corrigé en principe en 1811 par Amedeo Avogadro. Avogadro a proposé que des volumes égaux de gaz, à température et à pression égales, contiennent le même nombre de molécules (c'est-à-dire que la masse de particules de gaz n'affecte pas le volume qu'elle occupe). La loi d'Avogadro lui permettait de déduire la nature diatomique de nombreux gaz en étudiant les volumes dans lesquels ils réagissent. Par exemple, lorsque deux litres d'hydrogène réagissent avec un seul litre d'oxygène pour produire deux litres de vapeur d'eau (à pression et température constantes), cela signifie qu'une molécule d'oxygène est divisée en deux pour aider à former deux particules d'eau. . Par conséquent, Avogadro a été en mesure de fournir des estimations plus précises de la masse atomique d'oxygène et d'autres éléments et d'établir une distinction claire entre les molécules et les atomes.

Le mouvement brownien

En 1827, le botaniste anglais Robert Brown a remarqué que les particules de poussière à l'intérieur des granules de pollen qui flottaient dans l'eau remuaient constamment, sans raison apparente. En 1905, Albert Einstein théorisa que ce mouvement brownien était causé par des affrontements constants de perles de molécules d'eau et développa un modèle mathématique hypothétique pour décrire le phénomène. Ce modèle a été validé expérimentalement en 1908 par le physicien français Jean Perrin, fournissant ainsi une validation supplémentaire de la théorie des particules (et, par extension, de la théorie atomique).

La découverte de particules subatomiques

On pensait que les atomes étaient la plus petite division possible de la matière jusqu'en 1897, année où JJ Thomson découvrit l'électron travaillant avec les rayons cathodiques.

Un tube de Crookes est un récipient en verre scellé dans lequel deux électrodes sont séparées du vide. Lorsqu'une différence de potentiel est appliquée aux électrodes, des rayons cathodiques sont générés, créant une zone lumineuse où ils heurtent le verre à l'extrémité opposée du tube. À titre expérimental, Thomson a découvert que les rayons pouvaient s'écarter d'un champ électrique (en plus des champs magnétiques déjà connus). Il en est venu à la conclusion que ces rayons, au lieu d'être une forme de lumière, sont en réalité composés de très petites particules chargées, qu'il a appelées "corpuscules" (qui seront ultérieurement appelés "électrons" par d'autres scientifiques). Il a mesuré le rapport de charge de la masse électrique et découvert qu'il était 1 800 fois plus petit que l'hydrogène, le plus petit atome. Ces corpuscules étaient une particule complètement différente de celles connues auparavant.

Thomson a suggéré que les atomes sont réellement divisibles et que les corpuscules sont leurs éléments constitutifs. Pour expliquer que l’atome est un tout électriquement neutre, il a avancé l’hypothèse selon laquelle les corpuscules sont répartis dans un grand uniforme de charges positives; c'était le modèle du pudding aux prunes, dans lequel les électrons étaient incorporés dans des prunes chargées positivement dans un pudding aux prunes (bien que dans le modèle de Thomson, ils n'étaient pas stationnaires).

Découverte du noyau

Le modèle de Thomson a été violé en 1909 par l'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford, qui a découvert que la masse et la charge positive de l'atome sont concentrées dans une très petite fraction de son volume dans une zone supposée. qui est au centre.

Dans l'expérience Geiger-Marsden, Hans Geiger et Ernest Marsden (les collègues de Rutherford qui ont travaillé sur sa suggestion) ont propulsé les particules alpha dans de fines feuilles de métal et ont mesuré leur déformation à l'aide d'un écran à fluorescence. Compte tenu de la très petite masse des électrons, du pouls élevé des particules alpha et de la faible concentration de la charge positive dans le modèle du pruneau, les expérimentateurs s'attendaient à ce que toutes les particules alpha traversent la tôle sans écarts importants. À sa grande surprise, une petite fraction des particules alpha était fortement déviée. Rutherford a conclu que la charge positive de l'atome devait être concentrée dans un très petit volume produisant un champ électrique suffisamment puissant pour dévier si fortement les particules alpha.

Ceci a conduit Rutherford à proposer un modèle planétaire dans lequel un nuage d'électrons entoure un petit noyau compact de charge positive. Seule une telle concentration de charge pourrait produire des champs électriques suffisamment puissants pour provoquer des écarts importants.

Les premiers pas vers un modèle quantique de l’atome

Le modèle planétaire atomique présentait deux lacunes importantes. La première était que, contrairement aux planètes qui gravitent autour d'un soleil, les électrons sont des particules chargées. On sait qu'une charge électrique de l'accélérateur émet des ondes électromagnétiques selon la formule de Larmor de l'électromagnétisme classique. Une tâche en orbite doit constamment perdre de l'énergie et une spirale dans le noyau, ce qui la heurte en une fraction de seconde. Le deuxième problème était que le modèle planétaire ne pouvait pas expliquer les spectres d'émission et d'absorption des atomes observés.

La théorie quantique a révolutionné la physique au début du XXe siècle, lorsque Max Planck et Albert Einstein ont postulé que l’énergie lumineuse est émise ou absorbée en quantités discrètes connues sous le nom de quanta. En 1913, Niels Bohr a incorporé cette idée dans le modèle atomique de Bohr: les électrons ne peuvent pivoter autour du noyau que sur une orbite circulaire avec le moment cinétique et l'énergie à distance fixe du noyau (c'est-à-dire la distance) est proportionnelle à l'énergie. Dans ce modèle, un électron ne peut pas entrer dans le noyau, car il ne pourrait pas perdre d'énergie sous une forme continue; Au lieu de cela, il ne pouvait qu'instantaliser des "sauts quantiques" entre des niveaux d'énergie fixes. Lorsque cela se produit, la lumière est émise ou absorbée à une fréquence proportionnelle à la différence d'énergie (d'où l'absorption et l'émission de la lumière dans des spectres discrets).

Le modèle de Bohr n'était pas parfait. Je ne pouvais prédire que les raies spectrales de l'hydrogène; Je ne pouvais pas prédire ceux des atomes avec plus d'électrons. Pire encore, à mesure que la technologie spectrographique évoluait, de nouvelles raies spectrales d'hydrogène étaient observées, des raies que le modèle de Bohr ne pouvait expliquer. En 1916, Arnold Sommerfeld ajouta à Bohr des orbites elliptiques pour expliquer les raies d'émission supplémentaires, mais cela rendit le modèle très difficile à utiliser sans pouvoir expliquer les atomes plus complexes.

La découverte des isotopes

Lorsqu’il expérimenta des produits de désintégration radioactive, en 1913, le radiochimiste Frederick Soddy découvrit qu’ils apparaissaient être plus d’un élément par position dans le tableau périodique. Le terme isotope a été inventé par Margaret Todd en tant que nom propre de ces éléments.

La même année, JJ Thomson mena une expérience dans laquelle il canalisa un flux d'ions néon à travers des champs magnétiques et électriques, frappant une plaque photographique à l'autre bout. Il a remarqué deux points lumineux sur la plaque, suggérant deux types différents de trajectoires de déviation. Thomson a conclu que c’est parce que certains des ions néon ont une autre table. La nature de ces différentes masses serait expliquée plus tard par la découverte des neutrons en 1932.

 

découverte de particules nucléaires

En 1917, Rutherford bombarda du gaz azote avec des particules alpha et découvrit que le gaz sortait des noyaux d’hydrogène (Rutherford a reconnu ce qu’il avait obtenu précédemment en bombardant les atomes d’hydrogène avec des particules alpha et en observant les noyaux d’hydrogène dans les produits). Rutherford a conclu que les noyaux d'hydrogène résultaient des noyaux des atomes d'azote (en gros, ils divisaient l'atome d'azote).

découverte de protons

Travail personnel et celui de leurs étudiants, Bohr et Henry Moseley, Rutherford savait que la charge positive de tout atome pouvait toujours être assimilée à un noyau entier constitué d’hydrogène. Ceci, ajouté au fait que la masse atomique de plusieurs éléments est à peu près équivalente à un certain nombre d'atomes d'hydrogène - supposés alors être les particules les plus faciles - ont permis de conclure que les noyaux d'hydrogène sont des particules singulières et des constituants de base de tous les noyaux atomiques. . Il a appelé ces particules de proton.

Découverte de neutrons

Plusieurs expériences menées par Rutherford ont montré que les masses nucléaires de la plupart des atomes dépassaient celles des protons qu’ils possèdent; il a supposé que ce surplus de masse est composé de particules inconnues, électriquement neutres, qu'il a provisoirement appelées "neutrons".

En 1928, Walter Bothe a remarqué que le béryl émettait des radiations électriquement neutres et très pénétrantes lorsqu'il était bombardé de particules alpha. Il a été découvert par la suite que ce rayonnement pourrait éliminer les atomes d'hydrogène de la cire de paraffine. On pensait au départ qu’il s’agissait d’un rayonnement gamma de haute énergie, car celui-ci avait un effet similaire sur les électrons métalliques, mais James Chadwick a découvert que l’effet ionisant était trop puissant pour être causé par un rayonnement électromagnétique, tant que l’énergie et la quantité de mouvement conservé en interaction.

En 1932, Chadwick exposa plusieurs éléments, tels que l’hydrogène et l’azote, au mystérieux "rayonnement de béryllium" et, en mesurant l’énergie de particules chargées, il en déduit que le rayonnement consiste en réalité en des particules électriques neutres qui ne pourraient pas être de la pâte. comme les rayons gamma, mais il devait avoir une masse semblable à celle d'un proton. Chadwick a maintenant affirmé que ces particules sont les neutrons de Rutherford. Chadwick reçut le prix Nobel en 1935 pour la découverte du neutron.

Modèle quantique de l'atome

En 1924, Louis de Broglie a avancé l’hypothèse selon laquelle toutes les particules en mouvement, en particulier les particules subatomiques, telles que les électrons, présentent une forme d’onde. Erwin Schrödinger, fasciné par cette idée, cherchait à savoir si le mouvement d'un électron dans un atome pouvait être mieux expliqué comme une onde que comme une particule. L'équation de Schrödinger, publiée en 1926, décrit un électron comme une onde au lieu d'une particule ponctuelle. Cette approche a prédit avec élégance bon nombre des phénomènes spectraux que le modèle de Bohr ne pouvait expliquer. Bien que ce concept soit mathématiquement pratique, il était difficile de visualiser et de faire face à une opposition. Un de ses critiques, Max Born, a plutôt suggéré que la fonction d'onde de Schrödinger ne décrit pas l'électron, mais tous ses états possibles, et pourrait donc être utilisée pour calculer la probabilité de trouver un électron. n'importe où autour du noyau. Cette interprétation a réconcilié les deux théories opposées de la nature des particules et des ondes et a introduit l'idée de la dualité onde-particule. Cette théorie affirme que l'électron peut présenter à la fois des propriétés de longueur d'onde et de particule. Par exemple, il peut être réfracté en tant qu’onde et sa masse en tant que particule.

Une conséquence de la description des électrons en tant qu'onde est l'impossibilité mathématique de calculer simultanément la position et la quantité de mouvement d'un électron. C'est le principe d'incertitude de Heisenberg, d'après le physicien Werner Heisenberg, qui l'a décrit et publié pour la première fois en 1927. Il a invalidé le modèle de Bohr avec ses orbites circulaires claires et clairement définies. Le modèle moderne de l'atome décrit les positions des électrons dans un atome en termes de probabilités. Un électron peut être trouvé à n'importe quelle distance du noyau, mais, selon son niveau d'énergie, il se produit plus souvent dans certaines régions autour du noyau que dans d'autres; ce modèle de probabilité s'appelle orbitale atomique.

valoración: 3 - votos 1

Dernier examen: 13 novembre 2018

Retour