Le modèle atomique de Bohr, proposé par le physicien danois Niels Bohr en 1913, a représenté un tournant important dans la théorie atomique et a transformé notre appréciation de la structure fondamentale de la matière.
Ce modèle, basé sur des concepts innovants de quantification et de niveaux d'énergie, a non seulement offert une explication précise des spectres d'émission des atomes, mais a également ouvert la voie au développement de la mécanique quantique.
Cette nouvelle théorie de l’atome a jeté les bases de notre compréhension actuelle de la structure atomique et subatomique.
Contexte du modèle Rutherford
Avant la formulation du modèle de Bohr, le modèle atomique le plus largement accepté était le modèle de Rutherford.
Ernest Rutherford, en 1911, postulait que les atomes étaient constitués d'un noyau central chargé positivement autour duquel les électrons tournaient sur des orbites elliptiques.
Cependant, ce modèle présentait une sérieuse limitation : selon les lois de l'électrodynamique classique de Maxwell, les électrons en orbite devraient émettre un rayonnement électromagnétique continu et, par conséquent, s'effondrer dans le noyau dans un temps extrêmement court, contredisant la stabilité observée des électrons des atomes.
Principes clés du modèle Bohr
Niels Bohr a abordé cette question critique en introduisant trois concepts fondamentaux dans son modèle atomique :
1. Niveaux d'énergie quantifiés
Bohr a proposé que les électrons d'un atome ne pouvaient occuper aucune orbite autour du noyau, mais étaient limités à des niveaux d'énergie quantifiés. Chaque niveau d'énergie représentait une orbite discrète et stable pour les électrons.
Ces niveaux étaient appelés « niveaux de Bohr » et étaient quantifiés par des nombres entiers, tels que n=1, n=2, n=3, etc.
Cette quantification des niveaux d’énergie a résolu avec élégance le problème de l’émission continue de rayonnement électromagnétique.
2. Quantification du moment cinétique
Bohr a postulé que les électrons à chaque niveau d'énergie ne pouvaient se déplacer que sur des orbites circulaires autorisées et que chaque orbite avait un moment cinétique quantifié.
Cette caractéristique impliquait que les électrons ne pouvaient posséder que des valeurs spécifiques et discrètes de moment cinétique. Cette restriction du moment cinétique des électrons était essentielle pour empêcher l’émission continue de rayonnement électromagnétique.
Bohr a formulé une relation mathématique précise pour calculer ces moments angulaires quantifiés.
3. Transitions électroniques
Dans le modèle de Bohr, les électrons ne pouvaient passer d'un niveau d'énergie à un autre qu'en absorbant ou en émettant de l'énergie.
Lorsqu’un électron absorbe de l’énergie, il monte sur une orbite plus éloignée du noyau (niveau d’énergie plus élevé). En revanche, lorsqu’un électron émettait de l’énergie, il descendait sur une orbite plus proche du noyau (niveau d’énergie inférieur).
Ces changements dans les niveaux d'énergie étaient associés à l'émission ou à l'absorption de photons lumineux, fournissant ainsi une explication précise des spectres d'émission atomique.
Explication des spectres atomiques
L'une des réalisations les plus remarquables du modèle atomique de Bohr était sa capacité à expliquer les spectres d'émission des atomes.
Ces spectres sont constitués de raies spectrales discrètes, caractéristiques de chaque élément chimique, qui sont observées lorsqu'un atome émet de la lumière lorsqu'il passe d'un niveau d'énergie supérieur à un niveau d'énergie inférieur. Ces raies spectrales ont fourni de solides preuves expérimentales du modèle de Bohr, soutenant sa théorie des niveaux d'énergie quantifiés.
Limites et évolutions ultérieures
Malgré ses succès, le modèle de Bohr présentait d’importantes limites.
- Le modèle atomique de Bohr ne peut expliquer que les spectres des atomes monoélectroniques (hydrogène). Cela ne peut pas expliquer les spectres des atomes multiélectroniques.
- Puisque les électrons se déplacent à des vitesses très élevées, ils doivent être pris en compte non seulement en physique classique mais aussi dans la théorie de la relativité.
- La dualité onde-particule (hypothèse de De Broglie) n'a pas été prise en compte dans le modèle atomique de Bohr.
- Selon le principe d'incertitude de Werner Heisenberg, la localisation et la vitesse de l'électron dans l'atome ne peuvent pas être déterminées simultanément avec une certitude absolue. Par conséquent, le concept d’« orbite » est erroné.
- Enfin, le modèle de Bohr ne mentionne toujours pas les neutrons dans le noyau.
Bien que son modèle constituait une amélioration significative par rapport au modèle atomique de Rutherford, il restait basé sur certaines idées classiques qui n'étaient pas cohérentes avec la physique quantique émergente.
Ces limitations ont conduit au développement de la mécanique quantique, qui est la théorie actuellement acceptée pour décrire la structure des atomes et des particules subatomiques.
La mécanique quantique, formulée par des scientifiques tels que Werner Heisenberg et Erwin Schrödinger, a remplacé les orbites de Bohr par des fonctions d'onde décrivant la probabilité de trouver un électron à un emplacement spécifique autour du noyau.
L'héritage du modèle Bohr
Malgré ses limites, le modèle atomique de Bohr a constitué une étape cruciale dans l’histoire de la physique. Il a introduit les concepts fondamentaux de la mécanique quantique et a jeté les bases d’une compréhension plus approfondie de la structure atomique.
La théorie de Bohr a également influencé le développement ultérieur de la théorie quantique, qui a révolutionné notre compréhension de la physique au niveau subatomique.
Résumé : principales fonctionnalités
Le modèle atomique de Bohr, proposé par Niels Bohr en 1913, est une théorie qui a révolutionné notre compréhension de la structure atomique. Ses points clés comprennent :
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Niveaux d'énergie quantifiés : les électrons d'un atome occupent des orbites discrètes appelées « niveaux d'énergie ».
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Quantification du moment cinétique : les électrons se déplacent uniquement sur des orbites autorisées avec un moment cinétique quantifié.
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Transitions électroniques : les électrons changent de niveau d'énergie en absorbant ou en émettant de l'énergie sous forme de photons.
Le modèle de Bohr expliquait les spectres d'émission atomique et ouvrait la voie à la mécanique quantique, même s'il présentait des limites dans le cas des atomes contenant plus d'électrons. Son héritage perdure dans la compréhension actuelle de la structure atomique.