Théorie atomique - Atomic theory

Le modèle théorique actuel de l'atome fait intervenir un noyau dense entouré d'un "nuage" probabiliste d'électrons

La théorie atomique est la théorie scientifique selon laquelle la matière est composée de particules appelées atomes . La théorie atomique trouve ses origines dans une ancienne tradition philosophique connue sous le nom d' atomisme . Selon cette idée, si l'on prenait un morceau de matière et le coupait en morceaux de plus en plus petits, on finirait par atteindre un point où les morceaux ne pourraient plus être coupés en quelque chose de plus petit. Les philosophes grecs anciens appelaient ces hypothétiques particules ultimes de matière atomos , un mot qui signifiait « non coupé ».

Au début des années 1800, le scientifique John Dalton a remarqué que les substances chimiques semblaient se combiner et se décomposer en d'autres substances en poids dans des proportions suggérant que chaque élément chimique est finalement composé de minuscules particules indivisibles de poids constant. Peu après 1850, certains physiciens développent la théorie cinétique des gaz et de la chaleur, qui modélise mathématiquement le comportement des gaz en supposant qu'ils sont constitués de particules. Au début du 20ème siècle, Albert Einstein et Jean Perrin ont prouvé que le mouvement brownien (le mouvement erratique des grains de pollen dans l'eau) est provoqué par l'action des molécules d' eau ; cette troisième ligne de preuves a fait taire les doutes restants parmi les scientifiques quant à savoir si les atomes et les molécules étaient réels. Tout au long du XIXe siècle, certains scientifiques avaient averti que la preuve des atomes était indirecte et que, par conséquent, les atomes pourraient ne pas être réels, mais seulement sembler réels.

Au début du 20e siècle, les scientifiques avaient développé des modèles assez détaillés et précis pour la structure de la matière, ce qui a conduit à des classifications plus rigoureusement définies pour les minuscules particules invisibles qui composent la matière ordinaire. Un atome est désormais défini comme la particule de base qui compose un élément chimique . Au tournant du 20e siècle, les physiciens ont découvert que les particules que les chimistes ont appelées « atomes » sont en fait des agglomérations de particules encore plus petites ( particules subatomiques ), mais les scientifiques ont gardé le nom par convention. Le terme particule élémentaire est maintenant utilisé pour désigner des particules qui sont en fait indivisibles.

Histoire

Atomisme philosophique

L'idée que la matière est constituée d'unités discrètes est une idée très ancienne, apparaissant dans de nombreuses cultures anciennes telles que la Grèce et l'Inde. Le mot « atome » ( grec : ἄτομος ; atomos ), qui signifie « incoupable », a été inventé par les philosophes grecs présocratiques Leucippe et son élève Démocrite ( vers 460- vers 370 av. J.-C.). Démocrite a enseigné que les atomes étaient en nombre infini, incréés et éternels, et que les qualités d'un objet résultent du type d'atomes qui le composent. L'atomisme de Démocrite a été affiné et élaboré par le philosophe grec Epicure (341-270 av. J.-C.) et par le poète épicurien romain Lucrèce ( vers 99- vers 55 av. Au début du Moyen Âge , l'atomisme était surtout oublié en Europe occidentale. Au XIIe siècle, il redevint connu en Europe occidentale par des références à lui dans les écrits récemment redécouverts d' Aristote . La vision opposée de la matière soutenue par Aristote était que la matière était continue et infinie et pouvait être subdivisée sans limite.

Au 14ème siècle, la redécouverte des grandes œuvres décrivant les enseignements de atomistes, y compris Lucrèce De rerum natura et Diogène Laërce de vie et les opinions de Eminent Philosophes , a conduit à l' attention des chercheurs a augmenté sur le sujet. Néanmoins, parce que l'atomisme était associé à la philosophie de l' épicurisme , qui contredisait les enseignements chrétiens orthodoxes, la croyance aux atomes n'était pas considérée comme acceptable par la plupart des philosophes européens. Le prêtre catholique français Pierre Gassendi (1592-1655) a relancé l'atomisme épicurien avec des modifications, arguant que les atomes ont été créés par Dieu et, bien qu'extrêmement nombreux, ne sont pas infinis. Il a été la première personne à utiliser le terme « molécule » pour décrire l'agrégation d'atomes. La théorie modifiée des atomes de Gassendi a été popularisée en France par le médecin François Bernier (1620-1688) et en Angleterre par le philosophe naturel Walter Charleton (1619-1707). Le chimiste Robert Boyle (1627-1691) et le physicien Isaac Newton (1642-1727) ont tous deux défendu l'atomisme et, à la fin du XVIIe siècle, il était devenu accepté par une partie de la communauté scientifique.

John Dalton

Peinture de John Dalton
Peinture de John Dalton

Vers la fin du XVIIIe siècle, deux lois sur les réactions chimiques ont émergé sans faire référence à la notion de théorie atomique. La première était la loi de conservation de la masse , étroitement associée aux travaux d' Antoine Lavoisier , qui stipule que la masse totale dans une réaction chimique reste constante (c'est-à-dire que les réactifs ont la même masse que les produits). La seconde était la loi des proportions définies . Établie pour la première fois par le chimiste français Joseph Proust en 1797, cette loi stipule que si un composé est décomposé en ses éléments chimiques constitutifs, les masses des constituants auront toujours les mêmes proportions en poids, quelle que soit la quantité ou la source de l'original. substance.

John Dalton a étudié et développé ces travaux antérieurs et a défendu une nouvelle idée, connue plus tard sous le nom de loi des proportions multiples : si les deux mêmes éléments peuvent être combinés pour former un certain nombre de composés différents, alors les rapports des masses des deux éléments dans leurs divers composés seront représentés par de petits nombres entiers. C'est un schéma courant dans les réactions chimiques qui a été observé par Dalton et d'autres chimistes à l'époque.

Exemple 1 — oxydes d'étain : Dalton a identifié deux oxydes d'étain. L'un est une poudre grise dans laquelle pour 100 parties d'étain il y a 13,5 parties d'oxygène. L'autre oxyde est une poudre blanche dans laquelle pour 100 parties d'étain il y a 27 parties d'oxygène. 13,5 et 27 forment un rapport de 1:2. Ces oxydes sont aujourd'hui appelés respectivement oxyde d'étain (II) (SnO) et oxyde d'étain (IV) (SnO 2 ).

Exemple 2 — oxydes de fer : Dalton a identifié deux oxydes de fer. L'un est une poudre noire dans laquelle pour 100 parties de fer, il y a environ 28 parties d'oxygène. L'autre est une poudre rouge dans laquelle pour 100 parties de fer, il y a 42 parties d'oxygène. 28 et 42 forment un rapport de 2:3. Ces oxydes sont aujourd'hui connus sous le nom d' oxyde de fer (II) (mieux connu sous le nom de wüstite) et d' oxyde de fer (III) (le principal constituant de la rouille). Leurs formules sont respectivement FeO et Fe 2 O 3 .

Exemple 3 — oxydes d'azote : Il existe trois oxydes d'azote dans lesquels pour 140 g d'azote, il y a respectivement 80 g, 160 g et 320 g d'oxygène, ce qui donne un rapport de 1:2:4. Il s'agit respectivement de l'oxyde nitreux (N 2 O), de l'oxyde nitrique (NO) et du dioxyde d'azote (NO 2 ).

Ce schéma récurrent suggère que les produits chimiques ne réagissent pas en quantité arbitraire, mais en multiples d'une unité de masse indivisible de base.

Dans ses écrits, Dalton a utilisé le terme « atome » pour désigner la particule de base de toute substance chimique , pas strictement pour les éléments comme c'est la pratique aujourd'hui. Dalton n'a pas utilisé le mot « molécule » ; au lieu de cela, il a utilisé les termes « atome composé » et « atome élémentaire ». Dalton a proposé que chaque élément chimique soit composé d'atomes d'un type unique et unique, et bien qu'ils ne puissent pas être modifiés ou détruits par des moyens chimiques, ils peuvent se combiner pour former des structures plus complexes ( composés chimiques ). Cela a marqué la première véritable théorie scientifique de l'atome, puisque Dalton est arrivé à ses conclusions par l'expérimentation et l'examen des résultats d'une manière empirique.

En 1803, Dalton a fait référence à une liste de poids atomiques relatifs pour un certain nombre de substances lors d'une conférence devant la Manchester Literary and Philosophical Society sur la solubilité de divers gaz, tels que le dioxyde de carbone et l'azote, dans l'eau. Dalton n'a pas indiqué comment il a obtenu les poids relatifs, mais il a initialement émis l'hypothèse que la variation de solubilité était due aux différences de masse et de complexité des particules de gaz - une idée qu'il a abandonnée au moment où l'article a finalement été publié en 1805. Au cours de la années, plusieurs historiens ont attribué le développement de la théorie atomique de Dalton à son étude de la solubilité gazeuse, mais une étude récente de ses notes de cahier de laboratoire conclut qu'il a développé la théorie atomique chimique en 1803 pour réconcilier les données analytiques de Cavendish et Lavoisier sur la composition de l'acide nitrique , pour ne pas expliquer la solubilité des gaz dans l'eau.

Thomas Thomson a publié le premier bref compte rendu de la théorie atomique de Dalton dans la troisième édition de son livre, A System of Chemistry . En 1808, Dalton publia un compte rendu plus complet dans la première partie de A New System of Chemical Philosophy . Cependant, ce n'est qu'en 1811 que Dalton a fourni sa justification de sa théorie des proportions multiples.  

Dalton a estimé les poids atomiques en fonction des rapports de masse dans lesquels ils se sont combinés, l'atome d'hydrogène étant pris comme unité. Cependant, Dalton ne concevait pas qu'avec certains éléments, les atomes existent dans les molécules, par exemple l'oxygène pur existe sous forme d'O 2 . Il croyait également à tort que le composé le plus simple entre deux éléments était toujours un atome de chacun (il pensait donc que l'eau était HO, pas H 2 O). Ceci, en plus de la grossièreté de son équipement, a altéré ses résultats. Par exemple, en 1803, il croyait que les atomes d'oxygène étaient 5,5 fois plus lourds que les atomes d'hydrogène, car dans l'eau, il mesurait 5,5 grammes d'oxygène pour 1 gramme d'hydrogène et croyait que la formule de l'eau était HO. Adoptant de meilleures données, il conclut en 1806 que le poids atomique de l'oxygène devait en fait être de 7 au lieu de 5,5, et il conserva ce poids pour le reste de sa vie. D'autres à cette époque avaient déjà conclu que l'atome d'oxygène devait peser 8 par rapport à l'hydrogène égal à 1, si l'on suppose la formule de Dalton pour la molécule d'eau (HO), ou 16 si l'on suppose la formule moderne de l'eau (H 2 O).

Avogadro

La faille dans la théorie de Dalton a été corrigée en principe en 1811 par Amedeo Avogadro . Avogadro avait proposé que des volumes égaux de deux gaz, à température et pression égales, contiennent un nombre égal de molécules (en d'autres termes, la masse des particules d'un gaz n'affecte pas le volume qu'il occupe). La loi d'Avogadro lui a permis de déduire la nature diatomique de nombreux gaz en étudiant les volumes auxquels ils réagissaient. Par exemple : puisque deux litres d'hydrogène réagiront avec un seul litre d'oxygène pour produire deux litres de vapeur d'eau (à pression et température constantes), cela signifiait qu'une seule molécule d'oxygène se scinde en deux pour former deux particules d'eau. Ainsi, Avogadro a pu offrir des estimations plus précises de la masse atomique de l'oxygène et de divers autres éléments, et a fait une distinction claire entre les molécules et les atomes.

Mouvement brownien

En 1827, le botaniste britannique Robert Brown a observé que les particules de poussière à l'intérieur des grains de pollen flottant dans l'eau se trémoussaient constamment sans raison apparente. En 1905, Albert Einstein a émis l' hypothèse que ce mouvement brownien était causé par les molécules d'eau qui renversaient continuellement les grains, et a développé un modèle mathématique hypothétique pour le décrire. Ce modèle a été validé expérimentalement en 1908 par le physicien français Jean Perrin , fournissant ainsi une validation supplémentaire pour la théorie des particules (et par extension la théorie atomique).

Mécanique statistique

Afin d'introduire la loi des gaz parfaits et les formes statistiques de la physique, il a fallu postuler l'existence des atomes. En 1738, le physicien et mathématicien suisse Daniel Bernoulli a postulé que la pression des gaz et de la chaleur étaient toutes deux causées par le mouvement sous-jacent des molécules.

En 1860, James Clerk Maxwell , qui était un fervent partisan de l'atomisme, fut le premier à utiliser la mécanique statistique en physique. Ludwig Boltzmann et Rudolf Clausius ont élargi ses travaux sur les gaz et les lois de la thermodynamique, en particulier la deuxième loi relative à l'entropie. Dans les années 1870, Josiah Willard Gibbs , parfois appelé le plus grand physicien américain, a étendu les lois de l'entropie et de la thermodynamique et a inventé le terme « mécanique statistique ». Einstein a ensuite réinventé indépendamment les lois de Gibb, car elles n'avaient été imprimées que dans un obscur journal américain. Einstein a commenté plus tard que s'il avait connu le travail de Gibb, il n'aurait "pas du tout publié ces articles, mais se serait limité au traitement de quelques points [qui étaient distincts]". Toute la mécanique statistique et les lois de la chaleur, des gaz et de l'entropie reposaient nécessairement sur l'existence des atomes.

Découverte des particules subatomiques

Les rayons cathodiques (bleus) étaient émis par la cathode, aiguisés en un faisceau par les fentes, puis déviés lors de leur passage entre les deux plaques électrifiées.

Les atomes étaient considérés comme la plus petite division possible de la matière jusqu'en 1897, lorsque JJ Thomson découvrit l' électron grâce à ses travaux sur les rayons cathodiques .

Un tube de Crookes est un récipient en verre scellé dans lequel deux électrodes sont séparées par un vide. Lorsqu'une tension est appliquée aux électrodes, des rayons cathodiques sont générés, créant une tache lumineuse où ils frappent le verre à l'extrémité opposée du tube. Grâce à l'expérimentation, Thomson a découvert que les rayons pouvaient être déviés par un champ électrique (en plus des champs magnétiques , ce qui était déjà connu). Il a conclu que ces rayons, plutôt que d'être une forme de lumière, étaient composés de particules très légères chargées négativement qu'il appelait « corpuscules » (ils seraient plus tard rebaptisés électrons par d'autres scientifiques). Il mesura le rapport masse/charge et découvrit qu'il était 1800 fois plus petit que celui de l'hydrogène, le plus petit atome. Ces corpuscules étaient une particule pas comme les autres connues auparavant.

Thomson a suggéré que les atomes étaient divisibles et que les corpuscules étaient leurs blocs de construction. Pour expliquer la charge neutre globale de l'atome, il a proposé que les corpuscules soient distribués dans une mer uniforme de charge positive ; c'était le modèle du plum pudding car les électrons étaient incrustés dans la charge positive comme des raisins secs dans un plum pudding (bien que dans le modèle de Thomson ils n'étaient pas stationnaires).

Découverte du noyau

L' expérience Geiger-Marsden À
gauche : Résultats attendus : des particules alpha traversant le modèle de plum pudding de l'atome avec une déviation négligeable.
A droite : Résultats observés : une petite partie des particules a été déviée par la charge positive concentrée du noyau.

Le modèle du plum pudding de Thomson a été réfuté en 1909 par l'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford , qui a découvert que la majeure partie de la masse et de la charge positive d'un atome est concentrée dans une très petite fraction de son volume, qu'il supposait être au centre.

Ernest Rutherford et ses collègues Hans Geiger et Ernest Marsden ont commencé à avoir des doutes sur le modèle de Thomson après avoir rencontré des difficultés lorsqu'ils ont essayé de construire un instrument pour mesurer le rapport charge/masse des particules alpha (ce sont des particules chargées positivement émises par certaines substances radioactives comme le radium ). Les particules alpha étaient dispersées par l'air dans la chambre de détection, ce qui rendait les mesures peu fiables. Thomson avait rencontré un problème similaire dans son travail sur les rayons cathodiques, qu'il avait résolu en créant un vide presque parfait dans ses instruments. Rutherford ne pensait pas qu'il rencontrerait ce même problème car les particules alpha sont beaucoup plus lourdes que les électrons. Selon le modèle de l'atome de Thomson, la charge positive dans l'atome n'est pas suffisamment concentrée pour produire un champ électrique suffisamment fort pour dévier une particule alpha, et les électrons sont si légers qu'ils devraient être repoussés sans effort par les particules alpha beaucoup plus lourdes. Pourtant, il y avait de la dispersion, alors Rutherford et ses collègues ont décidé d'enquêter soigneusement sur cette dispersion.

Entre 1908 et 1913, Rutherford et ses collègues ont réalisé une série d'expériences dans lesquelles ils ont bombardé de fines feuilles de métal avec des particules alpha. Ils ont repéré des particules alpha étant déviées par des angles supérieurs à 90°. Pour expliquer cela, Rutherford a proposé que la charge positive de l'atome ne soit pas distribuée dans tout le volume de l'atome comme le croyait Thomson, mais qu'elle soit concentrée dans un minuscule noyau au centre. Seule une concentration de charge aussi intense pourrait produire un champ électrique suffisamment puissant pour dévier les particules alpha telles qu'observées. Le modèle de Rutherford est parfois appelé « modèle planétaire ». Cependant, Hantaro Nagaoka a été cité par Rutherford comme le premier à suggérer un atome planétaire en 1904. Et des modèles planétaires avaient été suggérés dès 1897 comme celui de Joseph Larmor .

Premiers pas vers un modèle physique quantique de l'atome

Le modèle planétaire de l'atome présentait deux lacunes importantes. La première est que, contrairement aux planètes en orbite autour du soleil, les électrons sont des particules chargées. Une charge électrique accélératrice est connue pour émettre des ondes électromagnétiques selon la formule de Larmor dans l'électromagnétisme classique . Une charge en orbite devrait perdre progressivement de l'énergie et se diriger en spirale vers le noyau, entrant en collision avec lui en une petite fraction de seconde. Le deuxième problème était que le modèle planétaire ne pouvait pas expliquer les spectres d' émission et d' absorption très élevés des atomes qui ont été observés.

Le modèle de Bohr de l'atome

La théorie quantique a révolutionné la physique au début du 20e siècle, lorsque Max Planck et Albert Einstein ont postulé que l'énergie lumineuse est émise ou absorbée en quantités discrètes connues sous le nom de quanta (singulier, quantique ). Cela a conduit à une série de modèles atomiques quantiques tels que le modèle quantique d' Arthur Erich Haas en 1910 et 1912 John William Nicholson modèle atomique quantique qui quantifie moment cinétique h / 2 π . En 1913, Niels Bohr a incorporé cette idée dans son modèle de Bohr de l'atome, dans lequel un électron ne pouvait orbiter autour du noyau que sur des orbites circulaires particulières avec un moment angulaire et une énergie fixes , sa distance au noyau (c'est-à-dire leurs rayons) étant proportionnelle à son énergie. Dans ce modèle, un électron ne pouvait pas s'enrouler dans le noyau car il ne pouvait pas perdre de l'énergie de manière continue ; au lieu de cela, il ne pouvait faire que des " sauts quantiques " instantanés entre les niveaux d'énergie fixes . Lorsque cela se produisait, la lumière était émise ou absorbée à une fréquence proportionnelle au changement d'énergie (d'où l'absorption et l'émission de lumière dans des spectres discrets).

Le modèle de Bohr n'était pas parfait. Il ne pouvait prédire que les raies spectrales de l'hydrogène ; il ne pouvait pas prédire ceux des atomes multiélectroniques. Pire encore, à mesure que la technologie spectrographique s'améliorait, des raies spectrales supplémentaires dans l'hydrogène ont été observées, ce que le modèle de Bohr ne pouvait expliquer. En 1916, Arnold Sommerfeld a ajouté des orbites elliptiques au modèle de Bohr pour expliquer les raies d'émission supplémentaires, mais cela a rendu le modèle très difficile à utiliser et il ne pouvait toujours pas expliquer des atomes plus complexes.

Découverte des isotopes

En expérimentant avec les produits de la désintégration radioactive , en 1913, le radiochimiste Frederick Soddy découvrit qu'il semblait y avoir plus d'un élément à chaque position du tableau périodique . Le terme isotope a été inventé par Margaret Todd comme un nom approprié pour ces éléments.

La même année, JJ Thomson a mené une expérience dans laquelle il a canalisé un flux d' ions néon à travers des champs magnétiques et électriques, frappant une plaque photographique à l'autre extrémité. Il a observé deux taches brillantes sur la plaque, qui suggéraient deux trajectoires de déviation différentes. Thomson a conclu que c'était parce que certains des ions néon avaient une masse différente. La nature de cette masse différente sera expliquée plus tard par la découverte des neutrons en 1932.

Découverte des particules nucléaires

En 1917, Rutherford a bombardé l' azote gazeux avec des particules alpha et observé des noyaux d' hydrogène émis par le gaz (Rutherford les a reconnus, car il les avait déjà obtenus en bombardant de l'hydrogène avec des particules alpha et en observant des noyaux d'hydrogène dans les produits). Rutherford a conclu que les noyaux d'hydrogène ont émergé des noyaux des atomes d'azote eux-mêmes (en effet, il avait divisé un azote).

De ses propres travaux et des travaux de ses étudiants Bohr et Henry Moseley , Rutherford savait que la charge positive de n'importe quel atome pouvait toujours être assimilée à celle d'un nombre entier de noyaux d'hydrogène. Ceci, associé à la masse atomique de nombreux éléments étant à peu près équivalente à un nombre entier d'atomes d'hydrogène - alors supposés être les particules les plus légères - l'a amené à conclure que les noyaux d'hydrogène étaient des particules singulières et un constituant de base de tous les noyaux atomiques. Il a nommé ces particules protons . Une expérimentation plus poussée par Rutherford a révélé que la masse nucléaire de la plupart des atomes dépassait celle des protons qu'il possédait ; il a émis l'hypothèse que cette masse excédentaire était composée de particules chargées neutres auparavant inconnues, qui ont été provisoirement surnommées " neutrons ".

En 1928, Walter Bothe a observé que le béryllium émettait un rayonnement électriquement neutre très pénétrant lorsqu'il était bombardé de particules alpha. On a découvert plus tard que ce rayonnement pouvait éliminer les atomes d'hydrogène de la cire de paraffine . Initialement, on pensait qu'il s'agissait d'un rayonnement gamma de haute énergie , car le rayonnement gamma avait un effet similaire sur les électrons dans les métaux, mais James Chadwick a constaté que l' effet d' ionisation était trop fort pour qu'il soit dû au rayonnement électromagnétique, tant que l'énergie et la quantité de mouvement ont été conservés dans l'interaction. En 1932, Chadwick a exposé divers éléments, tels que l'hydrogène et l'azote, au mystérieux "rayonnement du béryllium", et en mesurant les énergies des particules chargées en recul, il a déduit que le rayonnement était en fait composé de particules électriquement neutres qui ne pouvaient pas être sans masse. comme le rayon gamma, mais devaient à la place avoir une masse similaire à celle d'un proton. Chadwick a maintenant revendiqué ces particules comme les neutrons de Rutherford. Pour sa découverte du neutron, Chadwick a reçu le prix Nobel en 1935.

Modèles physiques quantiques de l'atome

Les cinq orbitales atomiques remplies d'un atome de néon se sont séparées et disposées par ordre d'énergie croissante de gauche à droite, les trois dernières orbitales ayant la même énergie . Chaque orbitale contient jusqu'à deux électrons, qui existent très probablement dans les zones représentées par les bulles colorées. Chaque électron est également présent dans les deux zones orbitales, représenté ici par couleur uniquement pour mettre en évidence la phase d'onde différente.

En 1924, Louis de Broglie a proposé que toutes les particules en mouvement, en particulier les particules subatomiques telles que les électrons, présentent un certain comportement ondulatoire. Erwin Schrödinger , fasciné par cette idée, a exploré si oui ou non le mouvement d'un électron dans un atome pouvait être mieux expliqué comme une onde plutôt que comme une particule. L'équation de Schrödinger , publiée en 1926, décrit un électron comme une fonction d'onde plutôt que comme une particule ponctuelle. Cette approche a prédit avec élégance de nombreux phénomènes spectraux que le modèle de Bohr n'a pas réussi à expliquer. Bien que ce concept soit mathématiquement pratique, il était difficile à visualiser et se heurtait à une opposition. L'un de ses critiques, Max Born , a proposé à la place que la fonction d'onde de Schrödinger ne décrivait pas l'étendue physique d'un électron (comme une distribution de charge dans l'électromagnétisme classique), mais donnait plutôt la probabilité qu'un électron, une fois mesuré, se trouve à une point particulier. Cela a réconcilié les idées d'électrons ondulatoires et particulaires : le comportement d'un électron, ou de toute autre entité subatomique, a à la fois des aspects ondulatoires et particulaires , et le fait qu'un aspect ou l'autre soit plus apparent dépend de la situation.

Une conséquence de la description des électrons comme des formes d'onde est qu'il est mathématiquement impossible de dériver simultanément la position et la quantité de mouvement d'un électron. Cela est devenu connu sous le nom de principe d' incertitude de Heisenberg d' après le physicien théoricien Werner Heisenberg , qui en a publié une version pour la première fois en 1927. (Heisenberg a analysé une expérience de pensée où l'on tente de mesurer simultanément la position et la quantité de mouvement d'un électron . définitions mathématiques de ce que signifiait "l'incertitude" dans ces mesures. L'énoncé mathématique précis du principe d'incertitude position-impulsion est dû à Earle Hesse Kennard , Wolfgang Pauli et Hermann Weyl .) Cela a invalidé le modèle de Bohr, avec son orbites circulaires. Le modèle moderne de l'atome décrit les positions des électrons dans un atome en termes de probabilités. Un électron peut potentiellement être trouvé à n'importe quelle distance du noyau, mais, selon son niveau d'énergie et son moment cinétique , il existe plus fréquemment dans certaines régions autour du noyau que d'autres ; ce modèle est appelé son orbitale atomique . Les orbitales se présentent sous diverses formes - sphère , haltère , tore , etc. - avec le noyau au milieu. Les formes des orbitales atomiques sont trouvées en résolvant l'équation de Schrödinger ; cependant, les solutions analytiques de l'équation de Schrödinger sont connues pour très peu de hamiltoniens modèles relativement simples, y compris l' atome d'hydrogène et le cation dihydrogène . Même l' atome d' hélium , qui ne contient que deux électrons, a défié toutes les tentatives de traitement entièrement analytique.

Voir également

Notes de bas de page

Bibliographie

  • Andrew G. van Melsen (1960) [Première publication en 1952]. D'Atomos à Atom : L'histoire du concept Atom . Traduit par Henry J. Koren. Publications de Douvres. ISBN 0-486-49584-1.
  • JP Millington (1906). John Dalton . JM Dent & Co. (Londres) ; EP Dutton & Co. (New York).
  • Jaume Navarro (2012). Une histoire de l'électron : JJ et GP Thomson . La presse de l'Universite de Cambridge. ISBN 978-1-107-00522-8.

Lectures complémentaires

Liens externes

  • Atomisme par S. Mark Cohen.
  • Théorie atomique - informations détaillées sur la théorie atomique en ce qui concerne les électrons et l'électricité.