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Vidéo de la leçon: La théorie atomique moderne Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette vidéo, nous allons découvrir les principes de base de la théorie atomique moderne et comment elle s’appuie sur le modèle atomique de Bohr.

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Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir les principes de base de la théorie atomique moderne, et comparer celle-ci au précédent modèle de Bohr. Chaque modèle atomique a été développé pour expliquer quelque chose. Le modèle de « la sphère dure » de Dalton expliquait la façon dont les atomes s´assemblent. Le modèle du « pudding aux prunes » de JJ Thomson expliquait la présence de particules chargées négativement dans l’atome. Il s‘agit des électrons. Geiger, Marsden et Rutherford ont démontré l’existence du noyau, une partie dense chargée positivement au centre de l’atome. Il s’agit du noyau qui contient des protons. Chadwick a démontré plus tard que les noyaux contiennent également des particules non chargées. Il s’agit des neutrons.

Mais avant même que Chadwick ne démontre l’existence des neutrons, Niels Bohr et Ernest Rutherford ont proposé un nouveau modèle de l’atome. Dans le modèle de Rutherford – Bohr, souvent simplement appelé le modèle de Bohr, les électrons occupent des orbites autour du noyau comme les planètes autour du soleil. Le noyau se trouve au milieu, les électrons font le tour du noyau sur une orbite plate, et la distance entre le noyau et chaque orbite est déterminée par le nombre d’électrons de l’orbite et la charge nucléaire. Il est interdit à un électron d’orbiter autour du noyau entre les orbites fixes.

Le modèle de Bohr tient compte du fait que lorsque nous excitons des atomes ou des ions, ils émettent des motifs lumineux reproductibles, des raies individuelles, à des longueurs d’onde spécifiques. Les différences d’énergie strictes entre les orbites expliquaient ce comportement. Un électron peut être promu vers une orbite supérieure, et émettre de la lumière avec une énergie spécifique lorsqu’il redescend. Pour chaque noyau, il y avait une liste de transitions spécifiques autorisées, et ces transitions correspondaient aux résultats pour au moins un élément. Pour l’hydrogène atomique, le modèle de Bohr était très précis ; cependant, pour les atomes avec plus d’un électron, le modèle de Bohr était incapable de reproduire avec précision les résultats expérimentaux.

Naturellement, il y a beaucoup de mathématiques impliquées dans le modèle de Bohr, mais nous n’en étudierons pas les détails. Au lieu de cela, nous examinerons les limites spécifiques du modèle de Bohr, puis nous passerons à la théorie atomique moderne. Comme nous l’avons déjà mentionné, le modèle de Bohr en termes de mathématiques n’a pas décrit avec précision les systèmes à plusieurs électrons, qui constituent la majeure partie de la chimie. Donc, le modèle était inapproprié, même pour un système simple comme celui de l’atome d’hélium avec deux électrons.

Il est également important que la théorie atomique nous permette de décrire les liaisons dans les molécules et les substances ioniques. Cependant, le modèle de Bohr n’a pas ouvert de voie claire vers une solution. Une claire indication que le modèle de Bohr n’était pas complet, était qu’il ne pouvait pas expliquer certaines caractéristiques des raies spectrales, comme le fait que certaines soient plus intenses que d’autres, l’existence de raies si proches les unes des autres qu’aucune transition dans le modèle de Bohr ne pouvait en rendre compte, et la scission des raies dans un champ magnétique. Cet effet n’a pas pu être expliqué par le modèle de Bohr.

Ce qui en a achevé avec le modèle de Bohr, c’est qu’il violait le principe d’incertitude de Heisenberg. Le principe d’incertitude de Heisenberg fait partie de la théorie quantique qui est apparue plus tard, et qui affirme que plus vous déterminez avec précision la position d’une particule dans l’espace, moins vous pouvez déterminer avec précision sa dynamique. C’est une caractéristique très profonde et fondamentale de l’univers, et nous n’entrerons pas dans les détails. Mais nous pouvons la simplifier pour dire que, soit nous pouvons savoir où se trouve une particule, soit à quelle vitesse elle se déplace. Plus nous mesurons précisément l’une, plus nous sommes incertains de l’autre. Dans le modèle de Bohr, la position et la quantité de mouvement de chaque électron sont précisément définies et connues.

C’est une compréhension de très haut niveau, mais nous pouvons la ramener à un principe de la matière très simple. Le modèle de Bohr traitait les électrons uniquement comme des particules, qui tournaient en orbite d’une manière prévisible. Cependant, de Broglie a démontré que les électrons avaient des propriétés ondulatoires ainsi que des propriétés corpusculaires. La dualité onde-corpuscule (particule) est le nom du concept selon lequel nous pouvons décrire les choses de manière corpusculaire et aussi de manière ondulatoire. L’électron agit comme une particule ; par exemple, elle a une masse et les électrons peuvent rebondir les uns sur les autres. Mais les électrons se comportent également comme des ondes, créant des motifs (ou figures) de diffraction tout comme la lumière dans une expérience à double fente. Un électron présente une dualité onde-corpuscule. Il a des propriétés corpusculaires et des propriétés ondulatoires.

Comprendre que les particules se comportent également comme des ondes est fondamental 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 que nous appelons la physique classique. En physique classique, tous les types d’énergie sont considérés comme continus. Vous pouvez choisir n’importe quelle valeur. Mais la théorie quantique a introduit l’idée que certains types d’énergie venaient en « paquets » élémentaires appelés quanta. La taille de ces quanta dépend du système auquel nous avons affaire. Les détails sont compliqués. Mais l’essentiel est de comprendre que cette compréhension a permis d’avoir un meilleur modèle atomique.

La théorie quantique a eu une répercussion important sur notre compréhension de la lumière. La lumière se manifeste en quanta appelés photons. Un de ces photons verts a à peu près la bonne quantité d’énergie pour rompre une simple liaison chlore-chlore. Un photon de lumière bleue a encore plus d’énergie, alors qu’un photon de lumière rouge en a moins. Forts de cette compréhension, nous pouvons comprendre pourquoi certaines longueurs d’onde ont un effet, alors que d’autres n’en ont pas. Si l’énergie du photon ne correspond pas à l’écart d’énergie pour la transition, la transition ne se produira pas.

La compréhension de la dualité onde-corpuscule et de la théorie quantique a conduit en partie à un nouveau modèle atomique que nous utilisons toujours aujourd’hui. Beaucoup de gens ont contribué au modèle atomique suivant, et bien qu’il ait subi des révisions depuis les années 1900, la version simple du modèle est restée la même. Le premier ajustement au modèle de Bohr est que les électrons peuvent se comporter de manière ondulatoire. Les électrons ne sont pas considérés comme ayant une position ou une quantité de mouvement clairement définie, mais qu’ils peuvent s’étendre d’une manière qui n’est pas facile à comprendre. Ces ondes électroniques agissent comme des ondes stationnaires sur une corde. Nous pouvons comparer cela à la façon dont une corde peut vibrer sur une guitare, sauf que les électrons le font en trois dimensions, ce qui est assez difficile à visualiser. Ne vous inquiétez pas si vous ne pouvez pas l’imaginer ; beaucoup de gens éprouvent cette difficulté.

Tout comme avec une corde de guitare, seules des ondes électroniques spécifiques sont admises, et l’une des caractéristiques déterminantes pour sortir des mathématiques et des descriptions, est de ne pas penser tellement à la position d’un électron, mais à où il pourrait se trouver. Nous faisons ensuite des moyennes pour comprendre le comportement de l’électron. Ainsi, alors que dans l’ancienne description, la distance d’un électron par rapport au noyau restait constante, le modèle mécanique des ondes décrivait les électrons comme ayant un intervalle de positions possibles. À tout moment, ils peuvent être plus proches ou plus éloignés du noyau.

Ce qui est plus important d’un point de vue mathématique, c’est la distribution et sa moyenne. Lorsque nous avons des positions avec différentes probabilités, nous utilisons une distribution. Nous pouvons penser que l’électron est à une distance fixe du noyau pendant une certaine proportion du temps. Parfois, l’électron est proche du noyau. Parfois, il est plus loin. Mais la plupart du temps, l’électron est entre les deux. Il suffit de garder à l’esprit que parler de la position d’un électron sous forme d’onde devient très compliqué, donc cela n’est qu’une simplification.

Lorsque nous considérons ces comportements, nous commençons à parler de probabilités, et la distribution de probabilités pour la position d’un électron est connue comme sa fonction d’onde. Certaines ondes électroniques ont des formes intéressantes, de sorte que les fonctions d’ondes doivent inclure l’angle ainsi que la distance par rapport noyau. Cependant, dans cet exemple simple, nous allons nous en tenir à la distance par rapport au noyau.

Erwin Schrödinger a découvert une formule qui relie cette distribution (densité) de probabilité à l’énergie de l’électron, qui correspondait aux énergies du modèle de Bohr de l’atome d’hydrogène. Les détails de cette équation sont bien au-delà de la portée de cette vidéo, alors vous n’avez pas besoin de vous souvenir de l’équation. Ce qui est important, c’est que cette approche en termes de probabilité et de fonctions d’onde électroniques ait permis de prédire comment se comportent les systèmes à plusieurs électrons. Cela nous a également permis de comprendre le comportement des électrons lorsqu’ils sont reliés par des liaisons chimiques.

On peut concevoir le modèle mécanique des ondes comme un bâtiment. Les étages du bâtiment se trouvent à hauteurs fixes, tout comme les niveaux d’énergie d’un atome. Quelqu’un travaillant au premier étage passe probablement la majeure partie de son temps à son bureau, mais parfois il va chercher un verre d’eau au distributeur, et parfois il se détend près de la fenêtre. Ce qui est important, c’est qu’en moyenne, les gens sont à leur bureau faisant leur travail. S’ils y investissent suffisamment d’énergie, ils pourraient obtenir une promotion à un étage supérieur avec un bureau plus agréable. Et si l’inverse se produit, il y aura une libération d’énergie. Vous avez eu jusqu’ici un aperçu des notions de bases. Prenons un exemple pratique.

Le graphique montre la probabilité de trouver l’électron à une distance du noyau dans l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène. À quelle distance approximative l’électron est-il le plus susceptible de se trouver par rapport au noyau ?

Voici le graphique. La probabilité de trouver l’électron est sur l’axe des 𝑦, et sa distance au noyau est sur l’axe des 𝑥. Sans unités pour l’axe des probabilités, nous pouvons supposer que nous avons affaire à une probabilité relative. Donc, les points situés plus haut sur l’axe des 𝑦 ont une probabilité plus élevée que les points inférieurs. Nous savons également que nous avons affaire à un électron dans l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène. Un atome d’hydrogène a la configuration électronique 1s1. Les orbitales de type « s » sont sphériques. Cela signifie que la probabilité de trouver un électron ne varie pas selon l’angle sous lequel vous regardez. Ce n’est que la distance au noyau qui compte.

Nous devons trouver la distance approximative la plus probable entre l’électron et le noyau. L’événement le plus probable est celui qui a la probabilité relative la plus élevée. Nous devons donc trouver le point le plus élevé de cette courbe, puis descendre vers l’axe des 𝑥 pour trouver la distance. Le point le plus élevé sur cette courbe est ici. Cela correspond à une distance de 50 picomètres du noyau. La question est seulement quelle est la distance approximative. Mais à mes yeux, ce pic est situé à la limite de 50 picomètres, nous pouvons accepter que 50 picomètres est la bonne réponse. Cela signifie que si vous deviez vérifier où se trouvait l’électron dans une orbitale 1s d’un atome d’hydrogène, la plupart du temps il e trouverait à environ 50 picomètres.

Finissons avec les points clés. Le modèle atomique moderne est un pas en avant par rapport au modèle de Bohr, qui dit que les électrons se trouvent sur des orbites circulaires autour du noyau à des distances fixes. Le modèle de Bohr ne pouvait expliquer que les énergies dans des atomes avec un électron, comme l’hydrogène. Le modèle de Bohr violait le principe d’incertitude de Heisenberg, qui est une caractéristique fondamentale de l’univers. Le principe d’incertitude de Heisenberg nous dit que plus nous connaissons avec précision la position d’une particule, moins nous pouvons connaître avec précision sa dynamique et vice versa.

La théorie atomique moderne, le modèle mécanique des ondes, 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. La nature ondulatoire d’un électron fait partie d’un entendement appelé dualité onde-corpuscule. La chose essentielle que nous devons comprendre à propos de la dualité onde-corpuscule est que les particules comme les électrons ont également des propriétés ondulatoires.

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