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Fiche explicative de la leçon : Modèle de l’atome Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les différences entre les modèles historiques de l’atome et ce qui a conduit au développement d’un modèle à l’autre.

Les anciens philosophes Grecs ont envisagé le concept de l’atome il y a des milliers d’années. Démocrite a proposé que l’univers est composé de particules indivisibles il y a plus de 2‎ ‎400 ans, les autres atomistes grecs ont développé l'idée que la complexité apparemment écrasante de l'univers pouvait être réduite à rien de plus que de simples interactions entre de simples particules. D’autres philosophes ont contesté les idées présentées par les atomistes, et leurs critiques ont bloqué le progrès scientifique. Aristote était l’un des opposants les plus vénérés et les plus respectés du modèle atomique, et il a proposé comme alternative que la matière soit composée de ce que nous appelons maintenant les quatre éléments (l’eau, l’air, la terre et le feu). Il croyait que toute la matière était une combinaison de quatre éléments fondamentaux plutôt qu’une combinaison d’atomes indivisibles. Les substances devaient se distinguer les unes des autres par la proportion de leurs quatre éléments. On pouvait faire varie les quatre éléments pour transformer une substance en une autre.

Les progrès scientifiques ont également été freinés par le manque d’équipements scientifiques sophistiqués. Ce fut relativement simple de proposer un modèle atomique, mais il était beaucoup plus difficile de fournir des preuves irréfutables que l’univers est composé d’unités fondamentales de la matière. Les Grecs anciens n’avaient rien d’autre que les formes les plus élémentaires d’équipement scientifique, et ils étaient incapables de développer la théorie atomique par l’expérimentation avec des appareils scientifiques de pointe. Tout cela a changé pendant la révolution industrielle lorsque des équipements scientifiques sur mesure fabriqués en série ont pu être obtenus par différents scientifiques du monde industrialisé. Les scientifiques pouvaient obtenir plus facilement des équipements scientifiques extrêmement sophistiqués pendant et surtout après la révolution industrielle.

La révolution industrielle a commencé au cours de l’année 1‎ ‎760 et elle s’est terminée entre les années 1820 et 1840. La révolution industrielle a changé le mode de vie des gens et a révolutionné la façon dont la société produisait les richesses et les ressources. Les gens sont passés de simples processus de production artisanale à des formes de fabrication plus sophistiquées. Un changement brusque s’est produit pendant la révolution industrielle, et il est soudainement devenu relativement facile d’acquérir des équipements scientifiques soigneusement calibrés nécessaires pour explorer l’échelle atomique et tester les limites de la compréhension humaine. Ceci fut opportun car des scientifiques comme Boyle commençaient déjà à faire des propositions audacieuses sur les éléments, et ses contemporains voulaient déterminer s’il avait raison ou tort. Boyle approuvait et diffusait une idée révolutionnaire dans les années 1660, qui recoupait les idées des anciens atomistes Grecs. Il a déclaré que des élément purs existaient. Il a supposé que la matière est composée d’éléments de la même manière que les atomistes ont proposé que toute matière apparemment complexe ne soit constituée que d’atomes simples. Il a déclaré qu’un élément est une substance simple qui ne peut pas être transformée en une forme plus simple par des réactions ou des méthodes chimiques. Les notions scientifiques sur la matière fondamentale devenaient populaires et difficiles à ignorer au début de la révolution industrielle, et les scientifiques se sont précipités pour mettre la main sur l’équipement scientifique de pointe dont ils avaient besoin pour tester et développer des idées largement diffusées sur les atomes et les éléments. Le rythme de l’innovation scientifique s’est accéléré pendant et après la première révolution industrielle, et des articles fascinants ont été publiés sur la structure de l’atome au début du 20e siècle.

Définition : Atomes

Les atomes sont les unités de base de la matière et peuvent être utilisés pour comprendre les propriétés physiques et chimiques des éléments du tableau périodique.

John Dalton a utilisé un équipement scientifique relativement simple pour étudier la matière. Ses expériences l’ont finalement aidé à publier un article historique en 1803. L’article contenait une nouvelle théorie sur la structure des atomes et a fortement attiré l’attention d’autres scientifiques. Dalton a proposé que les éléments chimiques étaient tous constitués d’atomes indivisibles et que les atomes d’un élément chimique étaient uniques et différents des atomes d’un autre élément chimique. Il a supposé que les atomes d’un élément ne pouvaient pas être transformés en atomes d’un autre élément. Il a également proposé qu’aucun atome ne puisse être créé ou détruit au cours d’un processus de réaction chimique. Il est allé encore plus loin en affirmant que les composés de réactifs et de produits ont le même nombre d’atomes. Les composés des produits étaient censés n’être rien de plus que la combinaison d’atomes de réactifs. Tous les composés des produits étaient supposés avoir le même nombre d’atomes que les réactifs. Ils étaient également censés contenir les mêmes types d’atomes. La figure suivante reprend certains des postulats de Dalton.

Des atomes représentatifs de l’oxygène et de l’azote sont utilisés dans la figure pour expliquer ce que Dalton a proposé, ainsi que pourquoi ses propositions étaient aussi réfléchies. Dalton a déclaré que les composés moléculaires comme l’oxyde nitrique n’étaient rien de plus que la somme des atomes des composants tels que les atomes d’azote et d’oxygène. Cette proposition en apparence simple a permis d’expliquer de nombreuses lois et phénomènes scientifiques qui avaient fait obstacle à d’autres scientifiques du monde industrialisé. Il a réussi à expliquer de manière satisfaisante pourquoi les réactifs semblaient toujours se combiner dans des proportions bien définies, et pourquoi la masse des produits semblait toujours être déterminée par la masse des réactifs. Dalton a été l’un des premiers scientifiques à faire d’importants progrès dans la détermination de la structure de l’atome, et sa théorie et ses postulats sont collectivement connus sous le nom de modèle de la sphère pleine.

Le modèle de la sphère pleine a été généralement accepté par la plupart des scientifiques du 19e siècle car il pouvait expliquer pourquoi la masse des produits semblait toujours être liée à la masse des réactifs. Le modèle semblait fournir une explication satisfaisante à de nombreuses observations et lois scientifiques qui avaient été élaborées par des universitaires de renommée internationale tels que Joseph Proust et Antoine Lavoisier. Le modèle de la sphère pleine a été accepté et même respecté pendant un certain temps, mais il a dû être révisé lorsque J. J. Thomson a montré que les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement presque inconcevablement petites.

Exemple 1: Identifiez ce que le modèle de la sphère pleine de Dalton a proposé et ce qu’il n’a pas proposé

Laquelle des idées suivantes n’était pas soutenue par le modèle de la sphère pleine de l’atome de Dalton?

  1. Les atomes d’un même élément sont identiques.
  2. Les atomes peuvent être divisés en morceaux plus petits.
  3. Les atomes peuvent se combiner chimiquement pour former des composés.
  4. Les atomes d’un élément ne se transforment jamais en atomes d’un autre élément.
  5. Tous les éléments sont constitués d’atomes.

Réponse

Dalton a proposé un modèle relativement simple pour la structure des atomes qui n’incluait pas de description des particules subatomiques telles que les protons ou les électrons. Le modèle de l’atome de Dalton était pionnier, mais il était néanmoins assez simpliste, et il ne sera affiné ou corrigé que beaucoup plus tard, lorsque les physiciens quantiques du 20e siècle ont utilisé des appareils plus élaborés pour comprendre à partir de quoi l’atome était fait. B doit être la réponse à cette question car le modèle de la sphère pleine de Dalton ne supporte pas l’idée que les atomes peuvent être divisés en parties plus petites.

Eugen Goldstein a initialement formulé le terme « rayon cathodique » en 1876. Il a inventé ce terme pour décrire un type inconnu de radiation émis par la cathode d’un tube à vide (ou tube électronique). D’autres scientifiques continueront à étudier les rayons cathodiques pendant les deux prochaines décennies, mais aucun d’eux ne sera en mesure de déterminer de manière concluante si les rayons cathodiques étaient matériels ou immatériels. Personne au 19e siècle n’a été en mesure de déterminer de manière concluante ce que sont les rayons cathodiques et ce qu’ils contiennent. Tout a changé lorsque J. J. Thomson a commencé à mener des expériences révolutionnaires avec des tubes cathodiques, juste après le début du 20e siècle. La figure suivante montre une illustration schématique très simplifiée du type de tube à rayons cathodiques utilisé par J. J. Thompson pour prouver l’existence d’une particule subatomique fondamentale.

Le fonctionnement de base d’un tube à rayons cathodiques est relativement facile à comprendre. Il contient une cathode et une anode à une extrémité et un écran phosphorescent à l’autre extrémité. Les rayons cathodiques sont générés lorsqu’une grande différence de potentiel est appliquée entre la cathode et l’anode. Ces rayons cathodiques traversent le tube cathodique en ligne droite, et finissent par heurter l’écran phosphorescent. Ils peuvent être décrits comme ayant un effet thermique car ils génèrent de la chaleur lorsqu’ils heurtent l’écran phosphorescent ou presque tout autre type de surface. L’interaction entre les rayons cathodiques et l’écran phosphorescent peut être étudiée relativement facilement car chacun des rayons produit une tache brillante au point d’interaction. La pression du gaz est généralement maintenue très basse à l’intérieur d’un tube à rayons cathodiques. Cela permet de garantir que les particules de gaz ne finissent pas par entraver les rayons cathodiques lorsqu’ils se déplacent de la cathode vers l’écran phosphorescent.

La figure suivante montre l’une des expériences les plus importantes de J. J. Thompson. Celle-ci montre que Thomson a placé deux plaques métalliques de charge opposée à travers un tube à rayons cathodiques. Il a découvert qu’il pouvait dévier le rayon cathodique avec le champ électrique des plaques chargées électriquement. Le rayon cathodique était toujours dévié dans le sens convenant à une charge négative. Il se déviait toujours vers la plaque chargée positivement et s’éloignait de la plaque chargée négativement. Cette expérience a fourni des preuves solides que les rayons cathodiques sont constitués de particules chargées négativement. Elle a également montré que les rayons cathodiques sont affectés par les champs électriques. Ceci était fascinant à l’époque car Thomson avait également démontré que les champs cathodiques sont affectés par les champs magnétiques. Thomson a réalisé que les rayons cathodiques sont composés de particules chargées négativement, mais il voulait en savoir plus sur leurs propriétés physiques. Il a conçu une autre expérience étroitement liée pour déterminer le rapport charge/masse des particules de rayons cathodiques.

La figure suivante montre comment Thomson a utilisé une combinaison de champs électriques et magnétiques pour déterminer le rapport charge/masse des particules de rayons cathodiques. Il a initialement généré un champ électrique avec les plaques de charge opposée qui ont été placées de chaque côté du tube à rayons cathodiques. Cela a provoqué une déviation du rayon cathodique sur un côté. Il a ensuite utilisé l’électroaimant pour créer un champ magnétique. Il a fait varier la force du champ magnétique pour redresser le rayon cathodique qui avait été dévié. Il a efficacement équilibré les forces connues des champs électrique et magnétique pour déterminer un rapport charge/masse unique. Thomson a utilisé cette expérience et quelques calculs simples pour montrer que les rayons cathodiques contiennent des particules qui ont une masse incroyablement faible. Il a montré que les rayons cathodiques contiennent des particules chargées négativement qui sont plus de 1 000 fois plus légères qu’un atome d’hydrogène. Thomson proposera par la suite que les particules de rayons cathodiques soient des unités fondamentales de la matière. Il a fait la proposition audacieuse que les particules de rayons cathodiques sont des particules subatomiques qui sont une composante de tous les atomes.

J. J. Thomson a pu montrer que les rayons cathodiques sont composés de particules chargées négativement qui sont beaucoup plus petites que les atomes. Il a proposé que ces particules (les électrons) soient un élément de base universel de tous les atomes et a finalement introduit le désormais célèbre modèle atomique du « plum pudding » (pudding aux prunes) aussi connu sous le nom de modèle atomique de Thomson. La figure suivante décrit son modèle du « plum pudding ». Le modèle du « plum pudding » propose que les électrons soient distribués dans un atome, tout comme les prunes dans un grand pudding. Les électrons sont supposés être des particules incroyablement petites chargées négativement qui sont noyées dans un océan de charges électriques positives. Chaque atome est censé être chargé de manière neutre, car il contient suffisamment de particules chargées négativement pour équilibrer sa charge électrostatique positive.

Définition : Le modèle du « plum pudding »

Le modèle « plum pudding » représente les atomes comme un océan de charges électriques positives avec suffisamment d’électrons distribués de manière aléatoire pour ne pas avoir de charge électrostatique globale.

J. J. Thomson a eu un impact vraiment durable sur l’évolution de la science, car il a aidé à former de nombreux scientifiques parmi les plus importants et les plus influents qui allaient affiner le modèle atomique. Thomson a été reconnu et admiré comme l’un des enseignants scientifiques les plus compétents, et certains de ses étudiants et associés de recherche comprennent des physiciens quantiques pionniers tels qu’Ernest Rutherford et Niels Bohr.

Exemple 2: Identifiez la différence entre les modèles du « plum pudding » et celui de la sphère pleine de l’atome

Dans quelle mesure le modèle du « plum pudding » était-il différent du modèle de la sphère pleine de l’atome?

  1. Le modèle du « plum pudding » montre des électrons constituant les coins d’un cube.
  2. Le modèle du « plum pudding » comprend des particules chargées négativement appelées électrons.
  3. Le modèle du « plum pudding » comprend des particules chargées positivement appelées protons.
  4. Le modèle du « plum pudding » décrit des électrons en orbite autour d’un noyau central.
  5. Le modèle du « plum pudding » montre des électrons occupant différents niveaux d’énergie.

Réponse

J. J. Thomson est le physicien lauréat du prix Nobel qui a le premier prouvé l’existence d’électrons et a fait connaître le modèle atomique du « plum pudding ». J. J. Thomson a décrit les atomes comme étant des sphères chargées positivement contenant beaucoup d’électrons chargés négativement. Thomson pensait que les électrons étaient disposés dans les atomes un peu comme les prunes sont disposées dans un gâteau aux prunes (« plum pudding »). Le modèle atomique de la sphère pleine propose que les atomes ont une structure relativement basique et qu’ils ne contiennent aucune particule subatomique. Nous pouvons utiliser ces affirmations pour déterminer que B est la bonne réponse à cette question.

Les travaux de J. J. Thomson était vraiment révolutionnaire et ils ont encouragé d’autres scientifiques à utiliser des équipements scientifiques de pointe pour déterminer autant que possible les propriétés des électrons. Robert A. Millikan et Harvey Fletcher ont utilisé la désormais célèbre expérience de la goutte d’huile pour déterminer la charge électrique d’un électron à l’Université de Chicago en 1909. Ils ont essayé de déterminer la charge d’un électron en analysant les propriétés de minuscules gouttelettes d’huile chargées électriquement lorsqu’elles étaient placées entre deux plaques métalliques de charge opposée. Leur expérience a été un énorme succès et cela les a aidé à déterminer la charge d’un électron. La figure suivante montre comment Millikan et Fletcher ont utilisé les radiations et les gouttes d’huile pour déterminer la charge d’un électron.

Ernest Rutherford était l’un des étudiants les plus célèbres de J. J. Thomson, non seulement parce qu’il lui a succédé en tant que professeur de physique de Cavendish, mais également parce qu’il a conçu des expériences perspicaces qui ont révélé l’existence du noyau chargé positivement. La figure suivante représente l’expérience de la feuille d’or de Rutherford, désormais incroyablement célèbre. Cette expérience a été conçue et dirigée par Ernest Rutherford, mais elle a en fait été réalisée par ses assistants Hans Geiger et Ernest Marsden. L’expérience de la feuille d’or est sans doute l’expérience scientifique la plus révolutionnaire jamais réalisée. Les scientifiques ont utilisé une source de radium pour produire un faisceau de particules alpha (𝛼). Ils ont dirigé ce faisceau vers un morceau de fine feuille d’or et ont surveillé la façon dont les particules alpha rebondissaient sur la feuille d’or et interagissaient avec un écran de détection circulaire luminescent. Ils ont remarqué que la plupart des particules alpha avaient de faibles interactions avec la feuille d’or. La plupart des particules alpha n’étaient relativement pas perturbées lorsqu’elles interagissaient avec le fin morceau de feuille d’or. Ceci peut être utilisé comme preuve pour soutenir l’idée qu’un atome contient beaucoup d’espace vide. Certaines des particules alpha ont été déviées d’un angle relativement petit et ont fini par heurter une section relativement petite de l’écran de détection circulaire. Ceci peut être utilisé comme preuve pour soutenir l’idée que l’atome contient une zone de charge positive concentrée.

La découverte révolutionnaire était que certaines des particules alpha avaient des interactions incroyablement fortes avec le fin morceau de feuille d’or. Certaines des particules alpha rebondissent à proximité de ou directement vers le faisceau de particules alpha. Cette observation était vraiment déroutante car elle semblait contredire directement les modèles physiques acceptés de l’atome. Cela semblait montrer que J. J. Thompson avait tort. Les particules alpha ne devraient rebondir à proximité ou directement vers le faisceau de particules alpha que si l'atome contient un noyau extrêmement dense et chargé positivement.

La figure suivante explique pourquoi l’expérience de la feuille d’or a été si révolutionnaire et pourquoi elle n’a pas pu s’accorder avec le modèle atomique de Thomson ou le modèle du « plum pudding ». Thomson avait déclaré que tout atome contient de petits électrons qui sont noyés dans un océan de charges positives. Cela signifie que la masse chargée positivement de l’atome ne devrait pas être concentrée sur un point incroyablement petit dans l’espace. Elle devrait être répartie de manière relativement uniforme sur tout l’atome. Les particules alpha ne doivent pas avoir de fortes interactions avec les atomes si le modèle du « plum pudding » est une description précise de la structure atomique. Rutherford a compris cela par lui-même, et il a fini par proposer le modèle planétaire aussi appellé modèle atomique de Rutherford. Le modèle planétaire indique que l’atome contient un noyau. Le noyau est chargé positivement et occupe un pourcentage incroyablement petit du volume total de l’atome. Le noyau chargé positivement était censé avoir en orbite les électrons de faible masse découverts par J. J. Thomson. Il devait y avoir une quantité importante d’espace entre le noyau chargé positivement et ses électrons de faible masse. L’atome n’était pas censé être uniformément dense dans le modèle planétaire. Le modèle planétaire de l’atome peut être comparé à la structure du système solaire. Le noyau a en orbite des électrons de la même manière que le Soleil est supposé avoir en orbite des planètes de masse relativement faible.

Il a été admis que l’atome avait une charge électrostatique neutre globale parce que la somme des charges électriques négatives était censée être égale à la charge positive du noyau atomique. Il a été admis que les électrons ne se rapprocheraient pas du noyau car ils seraient en orbite autour de celui-ci à une vitesse extrêmement grande. Les forces d’attractions entre les électrons et le noyau étaient supposées être égales et opposées à la force centrifuge subie par les électrons.

Le modèle planétaire de l’atome a réussi à expliquer successivement les observations déroutantes de l’expérience de la feuille d’or, mais il ne pouvait pas être utilisé pour comprendre le spectre d’émission des atomes d’hydrogène. Il a également échoué pour décrire de manière satisfaisante pourquoi les électrons ne perdent pas toute leur énergie lorsqu’ils gravitent autour du noyau chargé positivement. Il était évident que le modèle atomique était encore incomplet et cela a conduit Niels Bohr à proposer un nouveau modèle pour la structure atomique. Bohr a fini par proposer un modèle de mécanique quantique. Il a fini par proposer ce que l'on appelle maintenant le modèle de Bohr, construit sur le modèle planétaire de l’atome de Rutherford.

Exemple 3: Rappelez ce que les expériences scientifiques marquantes ont prouvé et ce qu’elles ont démenti

Laquelle des expériences ci-dessous ne correspond pas à sa conclusion donnée?

  1. L’expérience de Rutherford a été utile pour déterminer la charge du noyau de l’atome.
  2. L’expérience de Rutherford a confirmé la présence d’un noyau chargé positivement au centre de l’atome.
  3. L’expérience de Rutherford a prouvé que le modèle du « plum pudding » de Thomson de l’atome était fondamentalement correct.
  4. Les travaux de Thomson sur le tube cathodique ont montré l’existence de particules chargées négativement appelées électrons.
  5. L’expérience de la goutte d’huile de Millikan a déterminé la charge de l’électron.

Réponse

Ernest Rutherford a utilisé l’expérience de la feuille d’or pour montrer que la charge positive de l’atome était concentrée en un point incroyablement petit dans les atomes, ce qui a contredit le modèle du « plum pudding » qui avait été proposé par J. J. Thomson. Les particules alpha auraient traversé la feuille d’or pratiquement sans être affectées si J. J. Thomson avait raison en proposant que les atomes ont leur charge positive répartie assez uniformément. Ernest Rutherford a montré que les particules alpha peuvent parfois être déviées selon de très grands angles lorsqu’elles entrent en collision avec des atomes d’or, ce qui prouve que les atomes ont un noyau très dense et chargé positivement. Ces affirmations peuvent être utilisées pour déterminer que C est la bonne réponse à cette question.

Niels Bohr était un scientifique danois brillant qui a travaillé à l’origine avec J. J. Thomson et plus tard a révisé grandement les connaissances admises sur la compréhension de la structure atomique. Une grande partie de ses travaux est basé sur le spectre d’émission des atomes d’hydrogène. Il était bien connu que les atomes d’hydrogène pouvaient être amenés à émettre de la lumière bleue, mais les scientifiques ne pouvaient pas décrire avec précision pourquoi ce processus d’émission se produisait. Ils n’ont pas su décrire pourquoi la lumière bleue émise était toujours la même combinaison de quatre types différents de photons qui ont chacun une longueur d’onde bien définie.

Définition : Spectre d’émission de raies

Les spectres d’émission de raies sont les longueurs d’onde de la lumière émise par un élément lorsque ses électrons passent d’un état de haute énergie à un état de plus faible énergie.

La figure suivante montre comment les scientifiques peuvent générer un spectre d’émission en utilisant du dihydrogène gazeux. Ils peuvent utiliser un courant électrique pour exciter ou déstabiliser un échantillon de dihydrogène gazeux. Ce dihydrogène gazeux excité finit par émettre une radiation de couleur bleue intense. La radiation de lumière bleue peut alors être séparée en ses photons constitutifs si elle est réfractée avec un prisme en verre. La longueur d’onde de chaque photon peut être déterminée si les photons sont amenés à interagir avec un appareil de détection de lumière.

Bohr a étudié le spectre d’émission de l’hydrogène, et il a fini par proposer un nouveau modèle atomique. Il a proposé que les noyaux des atomes soient entourés d’électrons qui sont essentiellement confinés à des niveaux d’énergie différents lorsqu’ils orbitent autour du noyau. Certains électrons se trouverait à un niveau d’énergie, et d’autres électrons se trouveraient à un niveau d’énergie complètement différent. Les électrons orbiteraient rapidement autour du noyau central de l’atome chargé positivement, tout comme les planètes en orbite autour du Soleil. L’état d’énergie de chaque électron était supposé être déterminé par le rayon de son orbite. Les électrons auraient une énergie relativement faible s’ils avaient un petit rayon d’orbite, et ils auraient une énergie relativement élevée s’ils avaient un grand rayon d’orbite.

Bohr a utilisé le nombre quantique principal (𝑛) pour décrire correctement le rayon orbital. Des nombres quantiques principaux bas ont été utilisés pour les électrons avec le plus petit rayon orbital, et des nombres quantiques principaux plus élevés ont été utilisés pour les électrons avec un plus grand rayon orbital. Bohr a proposé que les électrons de tout atome orbitent généralement continuellement autour du noyau de l’atome à un niveau d’énergie bien défini. Il n’y aura aucun mouvement d’électrons vers ou loin du noyau de l’atome à moins que les électrons ne soient affectés par de l’énergie externe. L’énergie externe pourrait forcer un électron à passer d’un état fondamental à un état énergétique plus élevé et moins stable. Cela ne se produirait que si l’énergie absorbée correspondait à « l’écart d’énergie » entre l’état fondamental et l’état d’énergie plus élevée et moins stable. L’électron instable retournerait alors rapidement à son état fondamental d’origine. Le processus de désexcitation était censé libérer un photon dont l’énergie ou la longueur d’onde pouvait être déterminée comme la différence d’énergie entre les états excité et désexcité d’énergie.

Définition : Atome excité

Un atome excité a au moins un de ses électrons promu hors de son état fondamental à un niveau d’énergie plus élevé.

La figure suivante montre comment le modèle atomique de Bohr peut être utilisé pour expliquer le spectre d’émission de l’hydrogène. Tous les photons émis sont censés être associés à un processus spécifique d’excitation et de désexcitation des électrons. Les photons rouges émis sont supposés être associés au mouvement d’électrons excités du troisième (𝑛=3) au deuxième niveau d’énergie (𝑛=2). Les photons bleu et vert sont supposés être associés à des transitions d’électrons entre le cinquième (𝑛=5) et le deuxième (𝑛=2) niveau d’énergie pour les photons bleus, et entre le quatrième (𝑛=4) et le deuxième (𝑛=2) niveau d’énergie pour les photons verts, et les photons violets sont supposés être associés à des transitions d’électrons entre le sixième (𝑛=6) et le deuxième (𝑛=2) niveau d’énergie.

Le modèle atomique de Bohr est qualifié de modèle de mécanique quantique, car il décrit comment les électrons peuvent absorber ou émettre des paquets distincts d’énergie (quanta). Les électrons ne passeront pas d’un niveau d’énergie à un autre niveau d’énergie à moins qu’ils n’absorbent la quantité d’énergie appropriée. Ils ne passeront pas d’un état fondamental à un état excité à moins qu’ils n’absorbent des photons qui ont exactement la bonne longueur d’onde. Il est important de comprendre que la différence d’énergie entre les couches successives d’électrons n’est pas toujours égale. Il existe une différence d’énergie relativement grande entre certaines couches adjacentes d’électrons et une différence d’énergie beaucoup plus petite entre d’autres couches adjacentes d’électrons. « L’écart d’énergie » entre les couches successives d’électrons est censé se réduire avec l’augmentation de la distance au noyau de l’atome.

Définition : Quanta

Les quanta sont des paquets distincts d’énergie.

Bohr a été annoncé comme l’un des plus importants physiciens quantiques du 20e siècle, car il a conçu un modèle relativement simple qui pourrait être utilisé pour expliquer les spectres d’émission de l’hydrogène autrement inexplicables. Ce modèle n’en était pas moins un modèle imparfait car il ne pouvait pas être appliqué pour comprendre les spectres d’émissions d’autres atomes qui avaient un numéro atomique plus élevé. Il était clair à l’époque que le modèle de Bohr était incomplet, mais on ne savait pas ce qu’il manquait vraiment jusqu’à ce que Schrödinger démontre que les électrons ne se déplacent pas selon des trajectoires fixes autour du noyau et que Heisenberg montre que nous ne pouvons pas déterminer simultanément la position et la quantité de mouvement d’un électron avec une précision absolue. Bohr n’était pas conscient du principe d’incertitude, et il a supposé à tort que les électrons se déplaçaient selon des trajectoires fixes autour de noyaux chargés positivement. Il a supposé que les atomes étaient essentiellement plans et qu’ils contenaient des électrons en orbite autour de noyaux, tout comme les planètes en orbite autour du Soleil. La génération suivante de physiciens quantiques développera cette interprétation simpliste de la structure de l’atome, et démontrera que les électrons sont décrits plus précisément comme des nuages de densité électronique en trois dimensions chargés négativement. La figure suivante compare le modèle atomique simpliste de Bohr avec le modèle beaucoup plus précis qui a été établi par Erwin Schrödinger.

Exemple 4: Identifiez la représentation la plus précise du modèle de l’atome de Bohr

Quel figure représente le plus fidèlement le modèle de l’atome de Bohr électron-couche?

A.

B.

C.

D.

E.

Réponse

Niels Bohr a proposé un modèle de l’atome capable d’expliquer le spectre d’émission de l’hydrogène. Bohr a proposé que l’atome contient un noyau chargé positivement autour duquel orbitent des électrons de masse extrêmement faible. Chaque électron de n’importe quel atome serait constamment en orbite autour du noyau de l’atome à un niveau d’énergie bien défini. L’état d’énergie de chaque électron était censé être déterminé par le rayon de son orbite. Les électrons auraient une énergie relativement faible s’ils avaient un petit rayon orbital, et ils auraient une énergie relativement élevée s’ils avaient un grand rayon orbital. Nous pouvons utiliser ces assertions pour déterminer que A est la bonne réponse à cette question.

James Chadwick a mené des expériences scientifiques qui l’ont aidé à affiner le modèle atomique. Il a utilisé un faisceau de particules alpha, et il a dirigé ces particules alpha vers du béryllium. Le béryllium a émis un type de radiation inconnu lorsqu’il a été bombardé avec les particules alpha. Cette radiation inconnue était ensuite dirigé vers de la paraffine. Cette interaction a perturbé la paraffine et elle a fini par émettre des protons. Les protons ont été comptés avec un détecteur. James Chadwick a utilisé cette expérience pour montrer que la radiation inconnue était constituée de particules électriquement neutres qui sont maintenant connues sous le nom de neutrons. Chadwick a découvert l’existence du neutron, et son travail a été utilisé pour expliquer l’existence d’isotopes chimiques.

Définition : Isotope

Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes.

Exemple 5: Identifiez ce que James Chadwick a aidé à prouver ou à valider

James Chadwick a prouvé l’existence .

  1. du modèle atomique quantique
  2. du modèle du nuage électronique
  3. de l’électron
  4. du neutron
  5. du proton

Réponse

James Chadwick a prouvé l’existence du neutron en bombardant la paraffine avec des radiations ionisantes. Il a été rapidement admis que le neutron était un composant fondamental du noyau de l’atome car cette déduction peut être utilisée pour expliquer pourquoi la plupart des éléments ont des isotopes différents. Ces affirmations peuvent être utilisées pour déterminer que l’option D est la bonne réponse à cette question.

La figure suivante fournit un résumé simple et facile à comprendre de cette fiche explicative. Elle utilise des illustrations simples pour décrire comment la société est progressivement passée de la vision des atomes comme des sphères pleines sans caractéristiques, à la vision des atomes comme des électrons chargés négativement en orbite autour d’un noyau chargé positivement constitué de protons et de neutrons. Elle montre également que la société a finalement commencé à rejeter complètement l’idée que les électrons devraient être considérés comme des particules solides avec des limites bien définies. Elle montre comment nous sommes passés d’une compréhension pratiquement nulle de la structure de l’atome à une compréhension presque complète de la structure atomique. D’autres avancées et connaissances sur les propriétés et la structure des atomes sont explorées dans d’autres fiches explicatives de Nagwa.

Résumons ce que nous avons appris sur le développement du modèle atomique.

Points clés

  • Le modèle atomique s’est progressivement affiné grâce à l’expérimentation scientifique et à l’élaboration de nouvelles théories scientifiques.
  • Dalton a proposé que les éléments chimiques sont tous constitués d’atomes indivisibles et que les atomes d’un élément chimique sont uniques et différents des atomes d’un autre élément chimique.
  • J. J. Thomson a montré que les rayons cathodiques sont constitués d’électrons, et il a proposé le modèle maintenant très célèbre du « plum pudding ».
  • On attribue à Robert A. Millikan la détermination de la charge de l’électron lorsqu’il a mené les expériences de la goutte d’huile avec Harvey Fletcher.
  • Ernest Rutherford a prouvé l’existence du noyau atomique à travers une ingénieuse série d’expériences impliquant une simple feuille d’or et des radiations ionisantes alpha.
  • Niels Bohr a proposé que les électrons orbitent autour de noyaux chargés positivement de la même manière que les anneaux de Saturne.
  • James Chadwick a prouvé l’existence du neutron en bombardant la paraffine avec une radiation inconnue d’une source excitée de béryllium.

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