Au début du 20e siècle, le physicien danois Niels Bohr a apporté de nombreuses contributions à la théorie atomique et à la physique quantique. Parmi ceux-ci se trouve son modèle de l'atome, qui était une version améliorée du modèle atomique précédent d'Ernest Rutherford. Ceci est officiellement connu sous le nom de modèle Rutherford-Bohr, mais est souvent appelé modèle Bohr en abrégé.
Le modèle de Bohr de l'atome
Le modèle de Rutherford contenait un noyau compact chargé positivement entouré d'un nuage diffus d'électrons. Cela a naturellement conduit à un modèle planétaire de l'atome, avec le noyau agissant comme le soleil et les électrons comme des planètes sur des orbites circulaires comme un système solaire miniature.
Un échec clé de ce modèle, cependant, était que les électrons (contrairement aux planètes) avaient une charge électrique non nulle et rayonneraient donc de l'énergie lorsqu'ils tournaient autour du noyau. Cela les conduirait à tomber au centre, irradiant un "tache" d'énergies à travers le spectre électromagnétique au fur et à mesure de leur chute. Mais on savait que les électrons avaient des orbites stables et que leurs énergies rayonnées se produisaient en quantités discrètes appelées raies spectrales.
Le modèle de Bohr était une extension du modèle de Rutherford et contenait trois postulats :
- Les électrons sont capables de se déplacer sur certaines orbites stables discrètes sans émettre d'énergie.
- Ces orbites spéciales ont des valeurs de moment angulaire qui sont des multiples entiers de la constante de Planck réduite (parfois appelée h-bar).
- Les électrons ne peuvent gagner ou perdre des quantités d'énergie très spécifiques qu'en sautant d'une orbite à une autre par étapes discrètes, absorbant ou émettant un rayonnement d'une fréquence spécifique.
Le modèle de Bohr en mécanique quantique
Le modèle de Bohr fournit une bonne approximation du premier ordre des niveaux d'énergie pour des atomes simples tels que l'atome d'hydrogène.
Le moment cinétique d'un électron doit être
L = mvr = n\hbar
oùmest la masse de l'électron,vest sa vitesse,rest le rayon auquel il orbite autour du noyau et le nombre quantiquemest un entier non nul. Étant donné que la valeur la plus faible demest 1, cela donne la valeur la plus faible possible du rayon orbital. C'est ce qu'on appelle le rayon de Bohr, et il est d'environ 0,0529 nanomètres. Un électron ne peut pas être plus proche du noyau que le rayon de Bohr et être toujours sur une orbite stable.
Chaque valeur demfournit une énergie définie à un rayon défini connu sous le nom d'enveloppe d'énergie ou de niveau d'énergie. Dans ces orbites, l'électron ne rayonne pas d'énergie et ne tombe donc pas dans le noyau.
Le modèle de Bohr est cohérent avec les observations menant à la théorie quantique telles que le modèle photoélectrique d'Einstein effet, les ondes de matière et l'existence des photons (bien que Bohr ne croyait pas à l'existence de photons).
La formule de Rydberg était connue empiriquement avant le modèle de Bohr, mais elle correspond à la description de Bohr des énergies associées aux transitions ou aux sauts entre les états excités. L'énergie associée à une transition orbitale donnée est
E=R_E\bigg(\frac{1}{n_f^2}-\frac{1}{n_i^2}\bigg)
oùREest la constante de Rydberg, etmFetmjesont lesmvaleurs des orbitales finales et initiales, respectivement.
Les défauts du modèle de Bohr
Le modèle de Bohr donne une valeur incorrecte pour le moment angulaire de l'état fondamental (état d'énergie la plus basse); son modèle prédit une valeur de lorsque la vraie valeur est connue pour être zéro. Le modèle n'est pas non plus efficace pour prédire les niveaux d'énergie des atomes plus gros ou des atomes avec plus d'un électron. Il est plus précis lorsqu'il est appliqué à un atome d'hydrogène.
Le modèle viole le principe d'incertitude de Heisenberg en ce qu'il considère que les électrons ont des orbites connuesetEmplacements. Selon le principe d'incertitude, ces deux choses ne peuvent pas être connues simultanément sur une particule quantique.
Il existe également des effets quantiques qui ne sont pas expliqués par le modèle, comme l'effet Zeeman et l'existence de structures fines et hyperfines dans les raies spectrales.
Autres modèles de structure atomique
Deux modèles atomiques principaux ont été créés avant celui de Bohr. Dans le modèle de Dalton, un atome était simplement une unité fondamentale de la matière. Les électrons n'ont pas été pris en compte. J.J. Le modèle de pudding aux prunes de Thomson était une extension de celui de Dalton, qui représentait les électrons comme étant incrustés dans un solide comme des raisins secs dans un pudding.
Le modèle de nuage d'électrons de Schrödinger est venu après celui de Bohr et a représenté les électrons comme étant des nuages de probabilité sphériques qui se densifient près du noyau.