Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les concepts de la théorie atomique moderne.
Tous les modèles de l’atome qui se sont succédés ont été développés pour donner une explication théorique à un résultat pratique.
- Le modèle de John Dalton, selon lequel les atomes sont des sphères pleines, explique la manière dont les atomes s’assemblent.
- Le modèle de « pudding aux prunes » de J. J. Thomson tient compte de la présence dans l’atome de particules de charge négative, qu’on appelle les « électrons ».
- Geiger, Marsden et Ernest Rutherford ont démontré l’existence du noyau, une partie au centre de l’atome, dense et de charge positive. C’est le noyau qui contient les protons.
- Niels Bohr et Ernest Rutherford ont proposé le modèle Rutherford–Bohr, souvent appelé simplement le modèle de Bohr, où les électrons occupent des orbites autour du noyau comme les planètes autour du soleil. Ceci a permis d’expliquer les caractéristiques du spectre d’émission de l’hydrogène.
- James Chadwick a ensuite démontré que les noyaux contiennent également des particules non chargées. Ce sont les neutrons.
Le modèle de Bohr fait les suggestions suivantes à propos des atomes :
- Un noyau dense de charge positive se trouve au milieu de l’atome.
- Les électrons tournent autour du noyau en orbites planes et circulaires.
- Le rayon de chaque orbite est déterminé par la charge nucléaire.
- Il est impossible pour un électron de tourner autour du noyau en dehors des orbites fixes.
Le modèle de Bohr tient compte du fait que lorsqu’on excite des atomes ou des ions, ils émettent des motifs répétables de lumière, des lignes individuelles, à des longueurs d’onde spécifiques.
Les strictes différences d’énergie entre les orbites expliquent ce comportement. Un électron peut être promu vers une orbite plus haute et, lorsqu’il redescend, émettre de la lumière avec une énergie spécifique.
Pour chaque noyau, le modèle de Bohr a permis de produire une liste des transitions autorisées et de leurs énergies. Pour l’hydrogène atomique, le modèle de Bohr était très précis. Cependant, pour les atomes avec plus d’un électron, le modèle de Bohr ne correspondait pas aux résultats expérimentaux.
Les spectres d’émission de quelques-uns de ces éléments sont représentés ci-dessous.
Voici les principaux problèmes du modèle de Bohr qui ont conduit à sa révision :
- Il ne décrit pas les énergies des transitions d’électrons dans les systèmes ayant plus d’un électron.
- Il ne tient pas compte du fait que certaines raies d’émission dans les spectres d’émission atomique sont plus intenses que d’autres.
- Il ne tient pas compte du fait que certaines raies d’émission sont trop proches les unes des autres pour provenir de transitions distinctes.
- Il ne fournit pas de modèle pour les liaisons entre les atomes.
- Il viole le principe d’incertitude de Heisenberg.
Le modèle de Bohr considérait les électrons comme des particules ; nous savons maintenant que les électrons ont aussi des propriétés ondulatoires. En outre, dans le modèle de Bohr, un atome d’hydrogène serait essentiellement bidimensionnel, avec l’électron se déplaçant dans un seul plan.
Le principe d’incertitude de Heisenberg est un principe de mécanique quantique, qui est venu plus tard. C’est une vérité fondamentale de l’univers.
Définition : Principe d’incertitude de Heisenberg
Plus la position d’une particule dans l’espace est déterminée précisément, plus la mesure de sa quantité de mouvement devient incertaine (et inversement).
En termes simples, on peut soit savoir où se trouve une particule, soit savoir à quelle vitesse elle va (et dans quelle direction), mais pas les deux en même temps. Ce principe n’est significatif que pour les particules subatomiques ou pour les objets plus grands se déplaçant à très grande vitesse.
Le modèle de Bohr considère les électrons uniquement comme des particules se déplaçant dans une orbite prévisible. Ce modèle n’est pas en accord avec le principe d’incertitude de Heisenberg, donc le modèle de Bohr doit être incorrect d’une certaine manière.
Les travaux de Werner Heisenberg sur le principe d’incertitude font partie d’un ensemble de travaux plus large qui a élargi la façon dont nous décrivons l’univers. Louis de Broglie a fourni l’une des informations les plus cruciales, ce qui a redéfini la façon dont nous imaginons le comportement des électrons. De Broglie a montré que les électrons avaient aussi bien des propriétés ondulatoires que des propriétés particulaires.
Il s’avère que tout ce qu’on appelle une particule peut être décrit comme une onde, et tout ce qu’on appelle une onde peut être décrit comme une particule. Cependant, en général, on observe un comportement ondulatoire uniquement pour des particules se déplaçant à des vitesses proches de la vitesse de la lumière.
Le nom qu’on donne à ce concept est la dualité onde-particule.
Définition : Dualité onde-particule
Les objets physiques peuvent manifester des propriétés relatives aux ondes et des propriétés relatives aux particules. Le degré auquel ils manifestent ces propriétés dépend de leur nature et de la vitesse à laquelle ils se déplacent.
Les électrons peuvent se comporter comme des particules car les électrons ont une masse, et les électrons peuvent rebondir les uns contre les autres. Cependant, les électrons peuvent aussi se comporter comme des ondes, créant des motifs de diffraction de la même manière que la lumière dans une expérience à double fente. Les électrons présentent une dualité onde-particule. Ils ont des propriétés relatives aux particules et des propriétés relatives aux ondes.
La compréhension du fait que les particules se comportent aussi comme des ondes est fondamentale pour la théorie atomique moderne, qui repose également sur la théorie quantique. Au début des années 1900, de nombreuses théories et découvertes ont révolutionné ce qu’on appelle la physique classique. En physique classique, tous les types d’énergie sont perçus comme étant continus. Les énergies peuvent avoir n’importe quelle valeur.
Cependant, la théorie quantique a introduit l’idée que certains types d’énergie ne se trouvent que dans des paquets discrets appelés quanta. La taille de ces quanta dépend du système. Les détails de cette notion sont complexes, mais la chose clé à comprendre est que cette connaissance a permis de construire un modèle plus exact de l’atome.
La théorie quantique a eu un effet significatif sur notre compréhension de la lumière. La lumière est formée de quanta appelés photons. Un photon de lumière verte a environ la bonne quantité d’énergie pour rompre une simple liaison chlore-chlore. Un photon de lumière bleue a encore plus d’énergie, tandis qu’un photon de lumière rouge en a moins. Grâce à cette compréhension, on peut comprendre pourquoi certaines longueurs d’onde de la lumière ont un effet tandis que d’autres n’en ont pas. Si l’énergie du photon est inférieure à l’intervalle d’énergie pour la transition, la transition ne peut pas avoir lieu.
La compréhension de la dualité onde-particule et de la théorie quantique a conduit au modèle moderne de l’atome. Bien qu’il ait été révisé depuis les années 1900, la version simple du modèle est restée la même.
Le premier changement apporté au modèle de Bohr est que les électrons peuvent se comporter de manière ondulatoire. Les électrons ne sont pas perçus comme ayant une position fixe ou un mouvement clairement défini, mais comme pouvant être répartis d’une manière qui n’est pas facile à décrire ou à comprendre.
Exemple 1: Identifier quelle assertion n’est pas une limitation du modèle atomique de Bohr
Laquelle des affirmations suivantes n'est pas une limitation du modèle atomique de Bohr ?
- Les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites circulaires et planes.
- Les électrons sont uniquement considérés comme des particules et pas comme des ondes.
- Il est possible de déterminer avec précision la position et la quantité de mouvement d’un électron simultanément.
- Les électrons dans les atomes ne peuvent occuper que des niveaux d’énergie quantifiés.
- Il explique le spectre d’émission des raies de l’atome d’hydrogène uniquement.
Réponse
Le modèle atomique de Bohr était à un moment donné la meilleure description d’un atome. Cependant, ce modèle n’était pas sans limites. Les découvertes en physique et la formulation de la mécanique quantique ont mis en évidence les insuffisances du modèle atomique de Bohr. Dans cette question, nous avons cinq affirmations sur le modèle de Bohr et devons identifier laquelle d’entre elles n’est pas une limitation.
Dans le modèle atomique de Bohr, les électrons sont décrits comme ayant des orbites circulaires et planes autour d’un noyau central. En considérant les électrons comme des particules, le modèle de Bohr impliquait qu’un atome d’hydrogène serait essentiellement bidimensionnel, avec un électron se déplaçant dans un seul plan. Cependant, de Broglie a démontré que les électrons ont une dualité onde-particule, tandis que le modèle mécanique des ondes de Schrödinger décrit les électrons comme ayant une gamme de positions possibles. À tout moment, un électron peut être plus proche du noyau ou plus éloigné. Sur la base de ces deux points, nous pouvons dire que les affirmations A et B sont des limites au modèle de Bohr.
En décrivant des particules qui orbitent de manière prévisible, le modèle de Bohr a suggéré que la position et le mouvement d’un atome pourraient être déterminés simultanément avec précision. Cependant, le principe d’incertitude de Heisenberg stipule que plus on détermine avec précision la position d’une particule dans l’espace, plus la mesure de sa quantité de mouvement devient incertaine. Autrement dit, on ne peut pas déterminer avec précision la position et le mouvement d’une particule simultanément. Ceci est une autre limitation du modèle de Bohr, qui correspond à l’affirmation C.
Le modèle atomique de Bohr introduit l’idée que les électrons occupent des orbites d’énergies fixes. En conséquence, il est impossible pour un électron d’orbiter le noyau entre les orbites fixes. Cela donne lieu à une liste de transitions permises entre des orbites avec une valeur énergétique spécifique. En se basant sur ces transitions et ces énergies caractéristiques, le spectre d’émission de raies d’un atome d’hydrogène pourrait être expliqué de manière très précise. Cependant, le modèle de Bohr a eu moins de succès pour les atomes ayant plus d’un électron. Cela fait de l’assertion E une limitation du modèle de Bohr de l’atome.
En revanche, la notion d’électrons occupant des niveaux d’énergie quantifiés fait toujours partie de la théorie atomique moderne et l’affirmation D n’est donc pas une limitation du modèle de Bohr.
La bonne réponse est donc l’affirmation D.
L’une des caractéristiques les plus cruciales à tirer des calculs et des descriptions, est qu’on ne cherche pas à connaître la position exacte d’un électron, mais à savoir où l’électron aurait une probabilité de se trouver. On calcule ensuite des moyennes pour comprendre le comportement de l’électron. Dans l’ancienne description, la distance d’un électron au noyau est constante, mais le modèle ondulatoire décrit les électrons comme ayant une gamme de positions possibles. À tout moment, un électron peut être plus proche du noyau ou plus éloigné.
Ce qui est plus important d’un point de vue mathématique, c’est la distribution et sa moyenne. Lorsqu’on a des positions avec différentes probabilités, on utilise une distribution. On peut voir l’électron comme étant à une distance fixe du noyau pendant une certaine proportion du temps. L’électron est parfois plus proche du noyau et parfois plus éloigné. Cependant, la plupart du temps, l’électron est entre les deux, bien que la description ondulatoire de la position d’un électron soit plus complexe que cela.
Exemple 2: Déterminer la distance du noyau à laquelle un électron dans une orbitale 1s a la plus grande probabilité de se trouver
Le graphique ci-dessous montre la probabilité de distance entre le noyau et l’électron de l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène. À quelle distance approximative du noyau l’électron est-il le plus susceptible de se trouver ?
Réponse
La théorie atomique moderne, ou plus particulièrement la théorie quantique, ne décrit pas un électron comme occupant une orbite circulaire à une distance fixe du noyau, contrairement au modèle de Bohr. D’après la théorie quantique, l’électron peut occuper toute une gamme de positions différentes, mais avec des probabilités différentes. On peut considérer que l’électron se trouve à une distance fixe du noyau pendant une certaine proportion du temps.
Le graphique donné dans la question montre la probabilité de trouver un électron à une certaine distance du noyau dans l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène. L’axe donne la distance du noyau en unités de picomètres (pm), et l’axe nous donne la probabilité de trouver l’électron à cette distance. Plus la valeur est élevée sur l’axe , plus la probabilité de trouver l’électron est grande.
Ici, l’électron est dans une orbitale 1s. Les orbitales de type s sont sphériques et nous devons donc seulement considérer la distance au noyau et non l’angle.
D’après le graphique, nous pouvons voir que le point le plus élevé sur la courbe, et donc la valeur la plus élevée sur l’axe , correspond à une distance d’environ 50 pm du noyau. Comme la question ne demande que la distance approximative, nous n’avons pas besoin de donner notre réponse avec plus de précision.
La bonne réponse est 50 pm.
Lorsqu’on considère ces comportements, on commence à parler de probabilités, et la distribution de la probabilité pour la position d’un électron est connue sous le nom de fonction d’onde. La distribution de probabilité des électrons peut avoir des formes complexes, mais dans cet exemple simple, nous allons nous en tenir à la distance du noyau.
Erwin Schrödinger a mis au point une formule qui relie cette distribution de probabilité à l’énergie de l’électron, qui est en accord avec les énergies du modèle de Bohr de l’atome d’hydrogène. L’équation a l’air simple à première vue, mais les détails qui se cachent derrière sont incroyablement compliqués. Ce qui est important est que cette approche de la probabilité et des ondes électroniques a permis de prédire le comportement des systèmes à plusieurs électrons. Cela nous a aussi permis de comprendre le comportement des électrons lorsqu’ils s’associent pour former des liaisons chimiques. Le modèle moderne que Schrödinger a introduit est connu sous le nom de modèle quantique ou modèle ondulatoire de l’atome. En résolvant l’équation de Schrödinger, il est possible de déterminer les niveaux d’énergie et la position la plus probable, par rapport au noyau, d’un électron dans chaque niveau d’énergie. Les travaux de Schrödinger ont conduit au concept du nuage d’électrons, la région de l’espace autour du noyau où un électron pourrait se trouver. Cela a donné naissance au concept des orbitales atomiques, des formes beaucoup plus complexes que les orbites circulaires et planes du modèle de Bohr. Cependant, l’équation de Schrödinger ne peut être résolue avec exactitude que pour l’atome d’hydrogène.
Définition : Nuage d’électrons
Le nuage d’électrons décrit la région de l’espace autour du noyau d’un atome où il y a une probabilité de trouver un électron.
Définition : Orbitales atomiques
Les orbitales atomiques sont des expressions mathématiques tridimensionnelles qui décrivent une partie du nuage d’électrons et correspondent à l’emplacement le plus probable d’un électron dans un atome.
Exemple 3: Identifier la carte de densité qui décrit le mieux l’emplacement possible de l’électron d’un atome d’hydrogène selon la théorie quantique
Laquelle des cartes de densité représente le plus précisément la position possible de l’électron dans un atome d’hydrogène selon le modèle quantique de l’atome ?
Réponse
Chaque schéma se compose d’un point noir (le noyau) et de petits points bleus (la densité électronique). Plus les points bleus sont proches, plus la probabilité de trouver l’électron dans cette position est grande. Toute cette incertitude vient de la nature ondulatoire des électrons quand ils sont autour d’un noyau.
Un atome d’hydrogène a un électron dans son orbitale 1s. Cet électron sera fortement attiré par le noyau d’hydrogène et se trouvera probablement à proximité du noyau. En s’éloignant du noyau, les chances de trouver l’électron diminuent.
La réponse A est incorrecte car il y a une chance de trouver l’électron à n’importe quelle distance du noyau, pas seulement à des distances fixes. Ce schéma est plus proche du modèle atomique de Bohr.
La réponse B est assez bonne. Plus on se rapproche du noyau, plus les points bleus sont denses, indiquant que les chances de trouver l’électron augmentent à mesure que l’on s’approche du noyau.
Dans la réponse C, les points ont un motif inhabituel, avec des zones qui sont tachetées et des zones qui ne le sont pas. Cela peut se produire pour un électron à l’état excité, mais à l’état fondamental d’un atome d’hydrogène, la carte de densité électronique aura une forme symétrique sphérique—c’est la configuration à plus faible énergie. Par conséquent, C n’est pas plausible.
La réponse D a des zones locales étranges avec une densité d’électrons accrue ; celles-ci n’ont aucune raison de se former ainsi, puisqu’il n’y a rien qui attire l’électron en dehors du noyau.
La carte de densité la plus exacte est celle qui montre une densité d’électrons croissante à l’approche du noyau. La réponse est B.
Points clés
- Le modèle moderne de l’atome est un pas en avant par rapport au modèle de Bohr, qui dit que les électrons sont sur des orbites circulaires à des distances fixes du noyau.
- Le modèle de Bohr est seulement capable de rendre compte des énergies dans des atomes tels que l’hydrogène, avec un seul électron.
- Le modèle de Bohr suppose que les électrons ont uniquement des propriétés relatives aux particules, alors que les électrons ont également des propriétés relatives aux ondes.
- Dans le modèle de Bohr, l’électron d’un atome d’hydrogène serait en orbite autour du noyau dans un plan en 2D, rendant l’atome d’hydrogène essentiellement plan.
- Le modèle de Bohr viole le principe d’incertitude de Heisenberg, qui est une caractéristique fondamentale de l’univers.
- Le principe d’incertitude de Heisenberg nous dit que mieux on connaît la position d’une particule, moins on connaît avec précision sa quantité de mouvement, et inversement.
- La nature ondulatoire d’un électron fait partie d’un concept appelé « dualité onde-particule » : les particules, telles que les électrons, ont également des propriétés ondulatoires.
- La théorie moderne de l’atome, le modèle ondulatoire de l’atome, nous dit que les électrons sont comme des ondes stationnaires avec des distributions de probabilité pour leurs positions. Ces distributions de probabilité sont appelées « fonctions d’onde ».
- En résolvant l’équation de Schrödinger, il est possible de déterminer les niveaux d’énergie autorisés d’un système et de définir les régions de l’espace autour du noyau où un électron pourrait être trouvé, connues sous le nom de « nuages d’électrons ».
