Sommaire

L'histoire de l'atome

Il faut remonter au Vème siècle avant J.-C. et se rendre en Grèce pour trouver les premières traces du concept d'atome. Cette idée germa dans l'esprit du philosophe Leucippe puis se précisa dans la philosophie de Démocrite, son élève.

Atome se disait atomos en grec ce qui signifie littéralement "qui ne peut être coupé". Leucippe et Démocrite inventèrent l'atome pour répondre à une question d'ordre purement métaphysique. Parménide d'Elée, en étudiant la sémantique de l'Etre, en avait affirmé l'unité et l'immuabilité. Sa philosophie pourrait se résumer ainsi : en dehors de l'être ne reste que le non-être, le néant et ce qui est, demeure.

Ces affirmations posaient alors l'épineuse question du mouvement. En effet, le mouvement étant une manifestation du changement, comment des êtres immuables pouvaient-ils changer ? Face à cette difficulté métaphysique, Leucippe et Démocrite proposèrent de diviser l'être en entités très petites et immuables : les atomes. L'immuabilité et l'unité de l'être étaient alors transférées du corps, de l'objet macroscopique aux atomes. Ainsi, l'être des atomes conservait-il son caractère immuable tout en permettant aux corps de se déplacer. Mais cette conception se heurtait à une autre difficulté qui fut mise en évidence par Zénon sous la forme d'une aporie. Zénon avait montré que la division d'une quantité en quantités plus petites n'avait pas de limite. La répétition à l'infini de cette opération menait inévitablement au rien ce qui impliquait par conséquent que les corps étaient composés de rien. Afin d'éviter le piège de cette aporie, Leucippe et Démocrite imposèrent à leurs minuscules entités d'être insécables, d'où le nom d'atome !

On le voit, les raisons qui ont motivé Leucippe et Démocrite à concevoir les atomes sont très éloignées de celles qui ont conduit la Science à la physique atomique. Cependant, l'idée d'atome traversa les millénaires et parvint aux hommes de science du XVIIème siècle édulcorée de sa vocation originelle. Elle servit indéniablement de support intellectuel au concept alors vague de discontinuité de la matière.

Car le mouvement de l'air, les tourbillons et les courants dans l'eau, les réactions chimiques par lesquelles des éléments de qualités diverses se combinaient pour constituer un nouvel élément, tous ces phénomènes étaient autant de révélateurs d'une nature de la matière essentiellement discontinue qui s'accommodait parfaitement avec la vision mécaniste du monde que renvoyait la mécanique newtonienne. De cette idée imprécise d'atome à l'objet complexe et composite de la science d'aujourd'hui, les progrès ont été lents pour finalement s'accélérer vertigineusement pendant le premier quart de notre siècle. Nous allons tenter de tracer ici les étapes les plus importantes de ce défi à l'intelligence.

La découverte de l'électron

Joseph John Thomson

Après les travaux de chimistes comme Lavoisier, l'idée d'atome devint communément admise au sein de la communauté scientifique. Cependant, l'atome des chimistes conservait son caractère insécable. Durant la seconde moitié du XIXème siècle, un ensemble de découvertes (la confirmation de l'existence des ondes électromagnétiques par Heinrich Hertz , la découverte des rayons cathodiques, ...) semblaient indiquer l'existence de grains d'électricité de charge négative dans la matière que l'on nomma électrons.

Joseph John Thomson parvint en 1897 à mesurer le rapport de la masse et de la charge (me/e) de l'électron. La valeur qu'il obtint était comprise entre 0,4.10-8 et 0,6.10-8 g.C-1 (Les expériences modernes donnent 0,569.10-8 g.C-1).

Si cette expérience confirmait de façon éclatante l'existence des électrons, il n'en demeurait pas moins que les valeurs de sa masse et de sa charge restaient inconnues. Il fallut attendre 1907 et la célèbre expérience de Millikan pour enfin connaître la charge et la masse de l'électron dont les valeurs acceptées aujourd'hui sont : me = 9,10953 10-31 kg et Qe = - 1,602189 10-19 C.

Le modèle de Thomson

D'où pouvaient bien provenir les électrons ? Nécessairement de la matière dans laquelle on les observait. Joseph John Thomson émit l'hypothèse qu'ils étaient contenus dans les atomes. Comme par ailleurs les atomes étaient électriquement neutres, il en conclut que ces derniers possédaient une charge positive qui égalait, en valeur absolue, celle des électrons. Il proposa un modèle qu'il surnomma lui même plum pudding model ou pudding au raisin.

Modèle atomique de Thomson

Les atomes, selon Joseph John Thomson étaient constitués d'une sphère pleine uniformément chargée positivement dont le rayon était de l'ordre de 10-8 cm et d'électrons qui pouvaient vibrer librement à l'intérieur de la sphère positive. Le nombre d'électrons devait satisfaire la neutralité électrique de l'atome. Dans le cas de l'atome d'hydrogène, on montre que l'électron a dans le cas général un mouvement elliptique à l'intérieur de la sphère positive de pulsation.

Ce modèle très simple permit de rendre compte facilement de certaines propriétés des ondes électromagnétiques dans la matière, notamment des phénomènes de dispersion et de diffusion de la lumière, mais malgré des premiers résultats encourageants, il était incapable d'expliquer les autres raies du spectre d'émission de l'hydrogène. Par ailleurs, de nombreuses interrogations restaient en suspens, tout particulièrement au sujet de la nature de la matière de la sphère positive, ses dimensions et la densité de la charge.

Le modèle de Rutherford

Diffusion des particules alpha par le noyau atomique

En 1908, Ernest Rutherford entreprit de mesurer la distribution de la charge positive de la sphère du modèle de Thomson.

Comme il le dit lui-même : le meilleur moyen de trouver ce qu'il y a dans un pudding c'est de mettre le doigt dedans. En guise de doigt il projeta des particules alpha (noyaux d'hélium composés de 2 protons et de 2 neutrons) au travers d'une plaque d'or afin d'en étudier la diffusion par les atomes.

Les résultats qu'il obtint montrèrent indubitablement que la charge positive des atomes ne se trouvait pas répartie dans une sphère de 10-8 cm de rayon, comme le prévoyait le modèle de Thomson, mais était au contraire confinée dans un volume beaucoup plus petit, de rayon de l'ordre de 10-13 cm.

Cette découverte conduisit Rutherford à réviser en profondeur le modèle atomique de Thomson. Il proposa à la place un modèle de type planétaire où les charges positives, regroupées dans un très petit volume nommé le noyau atomique, occupaient une position centrale et les électrons, tels des planètes autour du Soleil, tournaient autour du noyau sur des orbites circulaires ou elliptiques.

L'expérience de Rutherford permit d'estimer la taille du noyau atomique. En effet, les particules alpha qui ont "rebondi" sur le noyau avec un angle de diffusion de 180°, sont celles qui se sont approchées le plus près de ce dernier.

Modèle atomique de Rutherford

Dans le modèle de Rutherford, l'électron tournant autour du noyau atomique peut être considéré comme un oscillateur. La fréquence d'oscillation de l'électron, et donc le rayonnement qu'il émet, est directement liée au rayon de son orbite. Ainsi, fut-il possible d'associer à chaque raie du spectre de l'atome d'hydrogène une orbite à l'électron. Mais le modèle de Rutherford ne permettait pas d'expliquer pourquoi les électrons empruntaient certaines orbites et pas d'autres.

Ce modèle présente un plus grave défaut encore : en tournant autour du noyau, l'électron émet un rayonnement continu et perd ainsi de l'énergie. Il s'ensuit que sa vitesse décroît et que, par conséquent, il se rapproche du noyau jusqu'à venir le percuter. Au cours de sa "chute" inéluctable vers le noyau, la vitesse angulaire de l'électron augmente et la fréquence de son rayonnement également.

Ainsi, selon le modèle atomique de Rutherford, tous les atomes devraient être instables et émettre un spectre continu se perdant dans les confins de l'ultraviolet. Or, un tel rayonnement n'a jamais été observé et d'autre part nous sommes tous présents pour témoigner de la stabilité des atomes ! Le modèle de Rutherford, bien que rendant compte des résultats expérimentaux de la diffusion des particules alpha, souffrait de sérieuses faiblesses que la mécanique classique ne parvenait pas à corriger.

Le modèle de Bohr

Formule de Balmer

Durant les XVIIIème et XIXème siècles, on mesure, par spectroscopie, des spectres de différentes sources lumineuses comme le soleil ou la lampe à hydrogène. Depuis Thomas Melvill en 1750, on a observé que ces spectres sont formés de raies. A la fin du XIXème siècle, Balmer parvint à établir une formule empirique qui fournissait la longueur d'onde des raies du spectre de l'atome d'hydrogène connues à l'époque (voir ci-contre). RH est une constante nommée constante de Rydberg et n et m sont des nombres entiers.

Niels Bohr est le premier à pouvoir expliquer ce phénomène de quantification en 1913. Il avait été guidé par l'expression simple de la formule de Balmer. Cela a permis de décrire l'atome comme émettant ou absorbant une certaine quantité d'énergie quantifiée (le photon).

Or la théorie planétaire de Rutherford de 1911 se heurtait à la théorie du rayonnement de l'électron accéléré. En effet, cet électron émettait de l'énergie et devait s'écraser sur le noyau au bout de quelques millions de révolutions, ce qui correspond à une nanoseconde.

Modèle atomique de Bohr

En 1913, Bohr a introduit ses deux postulats pour rendre le modèle compatible avec ces observations. Il suppose que l'électron parcourt différentes orbites circulaires quantifiées autour du noyau : lorsque l'électron change d'orbite, un photon transportant de l'énergie est émis. Les orbites deviennent donc niveaux d'énergie. Le spectre atomique de l'hydrogène, et le problème du modèle de Rutherford étaient ainsi expliqués.

Niels Bohr publia alors en juillet 1913 son article. Dans celui-ci, il explique pourquoi, après les expériences de Geiger, il opte pour l'atome planétaire de Rutherford contre l'atome de Thomson.

Pour commodité de lecture, les orbites possibles de l'électron sont représentées dans la littérature comme des cercles de diamètres quantifiés. Dans le modèle quantique, il n'existe en fait pas de position ni de vitesse précise d'un électron, et il ne peut donc parcourir un « cercle », son orbitale peut en revanche être parfois sphérique.

Les caractéristiques de l'atome

La composition de l'atome

La composition de l'atome

Un atome contient un noyau situé en son centre et des électrons qui orbitent autour du noyau. Le noyau contient des nucléons, c'est à dire des protons et des neutrons.

Les électrons ont une charge électrique négative. Les protons ont une charge électrique positive, de même valeur que celle de l'électron. Les neutrons n'ont pas de charge électrique, ils sont neutres.

Il y a exactement le même nombre d'électrons et de protons dans un atome, ce qui fait qu'un atome est électriquement neutre. Le nombre d'électrons (ou de protons) dans un atome détermine ses propriétés physiques et chimiques, c'est le nombre atomique. Par exemple, un atome d'hydrogène a 1 électron et 1 proton, le nombre atomique d'un atome de carbone est 6, celui d'un atome d'oxygène 8, d'un atome de fer 26, d'un atome d'uranium 92, etc ...

Le nombre de neutrons dans un atome est variable, en général il est proche du nombre de protons. Deux atomes de même nombre atomique mais ayant un nombre de neutrons différents sont des isotopes : leurs propriétés chimiques sont identiques mais leurs propriétés physiques sont différentes (par exemple, certains isotopes d'atomes stables sont radio-actifs). Pour différencier les isotopes entre eux, on donne en général le nombre de nucléons avec le nom de l'atome. Par exemple, l'uranium 235 contient 92 protons et 143 neutrons (235 = 92 + 143) et l'uranium 238 contient 92 protons et 146 neutrons (238 = 92 + 146).

La composition du nucléon

Un nucléon est le constituant du noyau atomique. Il y a deux sortes de nucléons :

  • Les protons qui ont une charge électrique positive
  • Les neutrons qui n'ont pas de charge électrique, ils sont électriquement neutres

Un nucléon est un objet composite très complexe. Dans la vision la plus simple, on peut dire que les nucléons sont constitués de trois quarks :

  • Les quarks up (notés u), de charge électrique +2/3 de la charge d'un électron
  • Les quarks down (notés d), de charge électrique -1/3 de la charge d'un électron

Le proton est constitué de deux quarks up et d'un quark down (uud), sa charge électrique est donc +1 (= +2/3 + 2/3 - 1/3). Le neutron est constitué d'un quark up et de deux quarks down(udd), sa charge électrique est donc 0 (= +2/3 -1/3 -1/3).

La taille d'un nucléon est d'environ 10-15m, soit un millionième de millionième de millimètre ! Les quarks ont une taille inférieure à 10-18m.

La taille de l'atome

Un atome a une taille de l'ordre de10-10m, soit un dixième de millionième de millimètre. Pour se faire une idée, il y a 11 milliards de milliards d'atomes de fer dans un milligramme de fer ! Le noyau de l'atome est de l'ordre de 10-15m, soit 100 000 fois plus petit que l'atome lui-même. Un électron est théoriquement une particule ponctuelle, il ne doit donc pas avoir de taille. En tout cas, s'il en a une, elle est inférieure à 10-18m.

La masse de l'atome

La masse d'un nucléon est de 1,7.10-27kg, les protons et les neutrons ayant quasiment la même masse. Quant à l'électron, sa masse est de 9,1.10-31kg, soit 1836 fois moins qu'un nucléon. Au total, 99,97% de la masse d'un atome est dans son noyau !