Histoire de l'atome

C'est dans la Grèce antique qu'est née, il y a 25 siècles, l'idée de l'atome.

Le mot "atome" vient du grec "a-tomos" et signifie "insécable". Cette notion fut émise par Leucippe de Milet en 420 avant J.C.

Son disciple, Démocrite d'Abdera (env. 460-370 avant J.C) , expliquait que la matière était constituée de corpuscules en perpétuel mouvement et dotés de qualités idéales.

• insécables ou indivisibles comme leur nom l'indique,
• invisibles à cause de leur extrême petitesse,
• éternels car parfaits,
• pleins (pas de vide à l'intérieur),
• entourés d'un espace vide (pour expliquer le mouvement et les changements de densité).
• Ils avaient une infinité de formes (pour expliquer la diversité observée dans la nature).

Mais une deuxième conception de la matière fut aussi défendue, dès le sixième siècle avant J.C. (modèle continu de Thalès, Anaximène, Aristote, etc). Dans ce modèle, toute matière pouvait être théoriquement divisée indéfiniment (en entités continues de plus en plus petites). Malheureusement, ce sera cette deuxième école de pensée qui l'emportera jusqu'au XIXème siècle!

Aristote

La "boule de billard" (1803)

Puis, le concept d'atome fut réactualisé en Angleterre par John Dalton (1766- 1844). Il était tellement brillant qu'il devint enseignant en Angleterre à l'âge de 12 ans. Il proposa sa Théorie atomique de la matière, basée sur ses observations expérimentales. Pour Dalton : Toute matière est faite d'atomes. Ceux-ci sont indivisibles et indestructibles. Tous les atomes d'un élément donné sont identiques en masse et en propriétés. Les composés sont formés par une combinaison de deux ou plusieurs sortes d'atomes. Une réaction chimique résulte d'un réarrangement d'atomes. Les atomes ne peuvent ni être créés ni détruits.

Ce ne fut qu'en 1897 que l'anglais J.J. Thomson (1856-1940) eut les moyens expérimentaux suffisants pour sonder la matière. Il constata alors que les atomes émettaient parfois de petites particules de charges électriques négatives (des électrons). L'atome étant globalement électriquement neutre, on dut admettre qu'il contenait aussi à l'intérieur une charge électrique positive. Cela donna naissance au fameux "plum pudding".

Le modèle atomique évolua lorsqu'en 1911 Rutherford (1871-1937), élève de Thomson, et ses étudiants, Geiger et Marsden, réalisèrent une expérience cruciale. Ils bombardèrent des feuilles d'or par des particules alpha (ce sont des particules de charge électrique positive double, issues de la radioactivité naturelle).

Ils constatèrent alors que ces "particules-projectiles" alpha étaient rarement déviées par les "atomes cibles" des feuilles d'or. En effet, on observait généralement une légère diffusion due aux électrons. Parfois, mais très rarement, on observait néanmoins une forte déviation d'une de ces particules alpha.

Cela signifiait en fait que l'atome était formé d'une grande région diffuse peuplée de petits électrons et d'une petite partie centrale et concentrée de charge électrique positive (le noyau).

Après les travaux de Rutherford qui introduisit le concept de nuage électronique, le Danois Bohr (1885-1962) inventa un modèle "planétaire".
Comme chez Rutherford, le noyau fut situé géométriquement au centre, alors que les électrons gravitaient à la périphérie (les électrons jouaient le rôle des planètes gravitant autour du noyau qui correspondait au soleil).

Par contre, Bohr imposa arbitrairement des orbites électroniques bien précises, notamment en ce qui concerne l'énergie de chaque groupe d'électrons. Le modèle de l'atome quantique de Bohr porte parfois aussi le nom de modèle en couches électroniques.

Le modèle de l'atome de Niels Bohr était un modèle à la frontière de deux âges: l'âge classique pré-quantique et le monde quantique. Mais il expliquait déjà le mécanisme de l'émission de lumière par un atome.

	Cette émission s'explique alors par le saut qu'effectue un électron d'une orbite E2 à une orbite E1. Pendant ce saut vers l'orbite E1 moins énergétique (une orbite plus intérieure), l'électron va céder une partie de son énergie sous forme d'un photon émis vers l'extérieur.
	L'énergie de ce photon, E2 - E1, sera un multiple entier (la fameuse quantification de la lumière) de la valeur hn. h est un nombre constant universel appelé constante de Planck.  h = 6,62 x 10 -34 J.s (Joule-seconde). n (lettre grecque nu) est la fréquence de la lumière (ou photon) émise. Cette fréquence est le nombre d'oscillations de l'onde lumineuse par seconde. Elle se mesure en Herz ou Hz. Plus la fréquence de la lumière est élevée, plus son énergie est importante et plus la couleur tend vers le bleu (et au-delà l'ultra-violet, les rayons X et Gamma). Un électron, faisant un "grand saut" d'une orbite atomique à une autre, émettra donc un photon d'autant plus énergétique et donc de fréquence d'autant plus élevée.
	Inversement, l'électron d'un atome pourra absorber un photon d'énergie donnée et ainsi sauter d'une orbite peu énergétique à une orbite plus énergétique: Il sera ainsi excité car il se trouvera sur une orbite plus énergétique que la normale. C'est en se désexcitant qu'il pourra réémettre un photon.
	La théorie quantique stipule que toutes les orbites électroniques ne sont pas autorisées. Ces orbites ne sont permises que dans la mesure où un électron, sautant d'une orbite à une autre, peut émettre ou absorber un photon d'une énergie multiple de la fameuse valeur hn. C'est cette discontinuité quantique de l'énergie échangée qui entraîne une discontinuité des orbites permises. Chaque orbite électronique autorisée sera donc quantifiée et caractérisée par des nombres quantiques (4 nombres notés n, l, m et s). Par exemple, le nombre n s'appelle le nombre quantique principal. Il désigne le numéro de la couche électronique aussi désignée par les lettres K, L, M, N, O, P, Q.

En 1932, Chadwick (1891-1974) découvrit le neutron qui est une particule semblable au proton mais avec une différence fondamentale: le neutron ne possède pas de charge électrique (il est électriquement neutre, d'où son nom!). On réalisa alors que le noyau atomique était composé de protons et de neutrons. Les neutrons sont, entre autre, utiles pour la stabilité du noyau. En effet, ils sont soumis à la force d'interaction forte (qui agit entre tous les nucléons; c'est-à-dire entre proton-proton, neutron-neutron et proton-neutron).

Ainsi, dans le noyau, la contribution de la force de répulsion électrique (agissant uniquement entre les protons) est nettement inférieure à celle des interactions fortes (agissant entre tous les nucléons).

Même si le modèle de Bohr expliquait adéquatement diverses notions, plusieurs problèmes tracassaient les chimistes et les physiciens.:

• Pourquoi les électrons devraient-ils être confinés à des niveaux d'énergie spécifiques?


• Pourquoi les électrons n'émettent-ils pas tout le temps de la lumière?


• Comme les électrons changent de direction sur leurs orbites circulaires (càd. accélèrent), ils devraient émettre de la lumière.


• Le modèle de Bohr expliquait très bien les spectres atomiques quand il n'y avait qu'un seul électron sur la couche extérieure, mais n'expliquait pas aussi bien les choses en présence de plus d'un électron sur cette couche.


• Pourquoi seuls deux électrons pouvaient-ils se trouver sur la première couche et huit dans chaque couche successive? Qu'y avait-il de si spécial quant aux nombres 2 et 8?

Il était évident que le modèle de Bohr était déficient!

En 1924, un physicien français, Louis de Broglie suggéra que, comme la lumière, les électrons pouvaient se comporter à la fois comme particules et comme ondes. L'hypothèse de de Broglie fut bientôt confirmée lors d'expériences qui démontraient que des faisceaux d'électrons pouvaient être diffractés ou courbés lorsqu'ils passaient à travers une fente, de la même façon que la lumière le ferait. Ainsi, les ondes produites par un électron confiné sur son orbite autour du noyau créent une onde stationnaire de longueur d'onde, d'énergie et de fréquence spécifiques un peu comme l'onde stationnaire produite quand on pince une corde de guitare.

Une autre question suivit rapidement l'idée exprimée par de Broglie. Si un électron voyageait comme une onde, pouvait-on localiser la position précise de cet électron dans l'onde? Un physicien allemand, Werner Heisenberg, répondit non à cette question en exprimant ce qu'il a appelé le principe d'incertitude.:

• Pour voir un électron sur son orbite, il faut lui envoyer une onde lumineuse de longueur d'onde plus courte que la sienne.


• Cette courte longueur d'onde de lumière possède une grande énergie.


• L'électron va absorber cette énergie.


• L'énergie absorbée va modifier la position de l'électron.

On ne peut connaître avec précision à la fois la vitesse et la position d'un électron d'un atome. C'est pourquoi, dit Heiseberg, nous ne devrions pas faire comme si les électrons se déplaçaient autour du noyau sur des orbites circulaires bien définies!

De là, ayant à l'esprit l'hypothèse de de Broglie et le principe d'incertitude de Heisenberg, un physicien autrichien, Erwin Schrödinger, établit en 1926 une série d'équations et de fonctions d'onde pour les électrons. Selon Shrödinger, les électrons, confinés sur leurs orbites, déclencheraient des ondes stationnaires et on ne peut décrire que la possibilité de leur localisation. La distribution de ces possibilités forme autour du noyau des régions spaciales appelées orbitales. Les orbitales peuvent être décrites comme des nuages électroniques. La partie la plus dense du nuage indique l'endroit où la probabilité de trouver l'électron est la plus grande et, inversément, la partie la moins dense indique l'endroit oû il y a le moins de chance de trouver l'électron.

On peut désigner les électrons en utilisant les sous-couches et les orbitales et en utilisant les quatre NOMBRES QUANTIQUES:

• Nombre quantique principal (n): indique le niveau d'énergie où l'électron est susceptible de se trouver.
  Il peut être 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 et 8 (K, L, ..., Q).



• Nombre quantique secondaire ou azimutal (l): indique l'endroit où il est plus probable de trouver l'électron. Il définit les sous-couches s (sharp), p (principal), d (diffuse) et f(fundamental).



• Nombre quantique magnétique (m_l) indique l'orientation de l'orbitale, c'est-à-dire là où l'électron est le plus susceptible de se trouver.



• Le nombre quantique de spin (m_s) exprime le sens de rotation de l'électron sur lui-même et a comme valeur +1/2 ou -1/2, valeurs représentées conventionnellement par ↑ et ↓

Nombre quantique principal, n

n est toujours un nombre entier positif et il décrit la GRANDEUR de l'orbitale. Comme la distance entre l'électron et le noyau est directement proportionnelle à l'énergie de l'électron (comme Bohr l'avait décrit dans son modèle), le nombre quantique principal est aussi une mesure de l'orbitale .

Il décrit la FORME de l'orbitale.

• Les orbitales s sont sphériques (l = 0).
• Les orbitales p sont polaires (l = 1).
• Les orbitales d sont en forme de feuilles de trèfle (l = 2).
• Les orbitales f sont des multilobes complexes (l = 3).

le nombre quantique magnétique, m_l, décrit l'ORIENTATION de l'orbite dans l'espace.

• Pour les orbitales s (l = 0), il n'y a qu'une orientation possible, donc m doit être égal à 0.
• Pour les orbitales p (l = 1), trois orientations sont possibles, donc m peut être égal à -1, 0, ou 1.
• Pour les orbitales d (l = 2), cinq orientations sont possibles, donc m peut être égal à -2, -1, 0, 1, ou 2.
• Pour les orbitales f (l = 3), sept orientations sont possibles, donc m peut être égal à -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

Le nombre quantique de spin , m_s, exprime le sens de ROTATION de l'électron sur lui-même et a comme valeur +1/2 ou -1/2, valeurs représentées conventionnellement par et . Si deux électrons (le maximum permis) sont sur n'importe quelle orbite ils seront toujours de spins opposés.

Pour le nombre entier positif n, indiquant le niveau d'énergie, on a les orbitales ci-dessous:

                l = 0, orbitale s (peut contenir jusqu'à 2 e^-)         l = 1, orbitale p (peut contenir jusqu'à 6 e^-)

En résumé, on aura alors la correspondance suivante entre les désignations des orbitales (nombre quantique l) et les différentes orientations possibles de celles ci (nombre quantique m):

Cette règle de Klechkowski est un moyen mnémotechnique pour se rappeler l'ordre de remplissage successif des orbitales par les électrons.

Comme nous l'avons vu lors de la description de l'atome, les couches électroniques, de K à Q, peuvent contenir un certain MAXIMUM d'électrons. Malheureusement pour notre facilité et pour des raisons qui dépassent la portée de ces pages, les électrons ne remplissent pas toujours successivement toutes les couches.

Ils remplissent plutôt des sous-couches appelées orbitales et cela dans une succession bien précise, comme l'indiquent les flèches sur la figure ci-dessous.

Il y a certaines exceptions à cette règle:

Première exception, le chrome (Z = 24), le schéma prévoit pour Cr la configuration électronique [Ar]3d⁴4s² mais les expériences donnent comme résultat [Ar]3d⁵4s¹.

L'exception suivante est celle du cuivre (Z = 29) avec une configuration électronique prévue de [Ar]3d⁹4s² mais que l'expérience révèle être en réalité [Ar]3d¹⁰4s¹.

La raison pour ces exceptions et pour d'autres ne sont pas complètement comprises, mais il senble la sous-couche à demi remplie 3d dans le cas du chrome ou la sous-couche complètement remplie 3d subshell dans le cas du cuivre confère une stabilité particulière à la configuration électronique observée. Il n'y a pas lieu ici de creuser plus ces exceptions. Rappelons-nous que la règle de Klechkowski prédit la plupart du temps la configuration électronique correcte et que l'énergie de cette configuration électronique prévue est très proche de l'énergie de base.

Note : Les physiciens modernes ont mis au point une théorie appelée le Modèle Standard, qui tente de décrire toute la matière et toutes les forces de l'univers (sauf la gravité). Son élégance réside dans sa capacité à justifier l'existence de centaines de particules et d'interactions complexes avec un minimum de constituants et d'interactions élémentaires.

Il y a deux sortes de particules élémentaires :

• Les particules de matière:
  
  Toute la matière qui nous entoure est faite de protons, de neutrons et d'électrons. Les protons et les neutrons sont composés de constituants élémentaires appelés quarks. Les électrons sont des leptons, un autre type de constituants élémentaires.
  
  
• Les particules messagères:
  
  Chaque type d'interaction est "véhiculée" par une particule messagère (comme le photon, par exemple, pour la force électromagnétique).

Ce qui rend le Modèle Standard si "simple" c'est qu'il explique que toutes les particules observées peuvent être obtenues à partir de :

particules de matière: 6 types de leptons 6 types de quarks leurs 12 antiparticules particules messagères: 1 photon 3 bosons W+, W- et Z0 8 gluons

Source : C'est pas sorcier

Pour chaque particule de matière, il y a une particule correspondante d'antimatière, appelée antiparticule.

Quand une particule d'antimatière rencontre une particule de matière, elles se détruisent avec une grande libération d'énergie.

©2003-2011 I. Noels

(source partielle: dynamicscience.com.au