Niels Bohr et l’atome

Niels Bohr. In 1922 the Nobel Prize in Physics...

Niels Bohr (Wikipedia)

Nous sommes à la fin du mois de septembre 1911. Une jeune physicien danois, Niels Bohr, part pour l’université de Cambridge avec en poche son doctorat de physique et… une bourse d’un an offerte par la brasserie Carlsberg ! Il compte travailler sous la direction de J.J. Thomson (« J.J. » pour les intimes), qui a découvert l’électron en 1897. Malheureusement,en partie à cause de ses lacunes en anglais, Niels Bohr ne réussit pas établir le rapport intellectuel souhaité avec le célèbre savant. C’est pourquoi il décide d’aller à Manchester en mars 1912 dans le laboratoire du physicien néo-zélandais Ernest Rutherford. Ce dernier a gagné le prix Nobel de chimie 1908 pour avoir découvert que la radioactivité est la transformation d’un élément en un autre. Sa personnalité forte et inspirée a largement contribué au succès de son laboratoire (11 de ses collaborateurs reçurent par la suite le prix Nobel). Séduit par ce personnage, Bohr s’attèle à la tâche avec comme sujet d’étude le modèle de l’atome. Si ce dernier concept est désormais accepté par la majorité des physiciens de l’époque, il  faut souligner qu’il n’en a pas toujours été ainsi…

Petite histoire de l’atome

Chez les Hellènes

Les quatre éléments et leurs caractéristiques selon Aristote

Au Ve siècle avant J.C., Leucippe de Milet et son disciple Démocrite formulent l’idée que la matière est constituée de petits grains indivisibles-atomes pour « insécable » en grec- qui sont en mouvement dans le vide et qui forment les corps en se heurtant. La masse d’un corps est selon eux d’autant plus grande que les atomes qui le constituent sont proches les uns des autres. Bien que cette pensée soit reprise par d’autres philosophes dont Epicure, elle ne fut pas la pensée dominante de la Grèce antique. Pour Aristote, qui reprend des idées d’Empédocle, la matière est continue et uniforme. Elle est constituée de 4 éléments (Terre, Air, Eau, Feu) et possède 4 caractéristiques fondamentales (froid, sec, chaud humide). En plus de pouvoir expliquer quelques phénomènes, cette théorie a l’avantage d’éliminer le problème du vide soulevé par les idées atomistes. Celles-ci furent donc laissées de côté et ne refirent surface que 2000 ans plus tard.

Dans la famille Dalton, voici John

John Dalton

John Dalton(1766-1844) (Wikipedia)

Après avoir étudié la déficience de la vision des couleurs, dont il souffrait lui-même et à laquelle il a donné le nom, John Dalton se consacre à la météorologie et à l’analyse des gaz.  En faisant des mesures en différents lieux, il remarque que la proportion d’oxygène, découvert quelques années plus tôt par Priestley et Lavoisier, reste constante. Pour l’expliquer, il forge une théorie atomique, dans laquelle tous les atomes d’un même élément sont identiques, mais où les atomes d’éléments différents diffèrent par leur poids. Ceci ouvre la voie aux futures classifications des éléments, comme celle que publiera Mendeleiev en 1869. Il postule aussi que des nombres entiers d’atomes de différents éléments doivent s’associer pour former de nouveaux composés. Malgré quelques ratés (comme la formule de l’eau qu’il écrit HO), ainsi qu’une grande controverse (l’hypothèse atomique aura beaucoup de mal à s’imposer), il est aujourd’hui considéré comme le fondateur de la théorie atomique moderne.

J.J. Thomson et le pudding aux électrons

Le pudding aux électrons de Thomson

A la fin du XIXème siècle, beaucoup de savants s’intéressaient aux rayons cathodiques. Prenez un tube en verre dans lequel vous insérez deux plaques métalliques  (des électrodes, que l’on appelle anode et cathode). Fermez le tube, faites le vide à l’intérieur et appliquez une différence de potentiel entre les électrodes. Les physiciens constataient que dans ces conditions, la cathode émettaient un rayonnement: les rayons cathodiques. Deux hypothèses s’affrontaient sur sa nature: ondulatoire ou corpusculaire. En mettant en valeur la déviation de ces rayons par un champ électrique, J.J. Thomson donne l’avantage à l’hypothèse de particules ayant une charge électrique négative. Il vient de découvrir l’électron (pour le dire vite). De plus il propose un nouvau modèle pour la matière: une sorte de pudding où les électrons sont confits dans une pâte positive, l’ensemble étant neutre.

La confirmation de l’hypothèse atomique

Exemple de trajectoire erratique caractéristique du mouvement brownien

Au début du XXième siècle, l’existence des atomes et des molécules est encore controversée. Certains physiciens ne les considèrent que comme une fiction commode pour expliquer certains phénomènes. Un élément va changer la donne. Plus de 70 ans auparavant, en 1827, le botaniste écossais Robert Brown examinait au microscope des particules contenu dans des grains de pollen en suspension dans l’eau et remarquait qu’elles étaient animées d’un mouvement erratique, incessant et spontané. La compréhension et la formalisation de ce « mouvement brownien » par Einstein en 1905 comme résultant d’un grand nombre de collisions entre molécules d’eau et particules de pollen et leur vérification expérimentale par Jean Perrin en  1908 achèvent de convaincre la communauté scientifique de la pertinence de l’hypothèse atomique.

Le mini système solaire de Rutherford

Déviation des particules alpha envoyées sur une feuille d’or

« C’est presque aussi incroyable que si vous aviez tiré un obus sur un morceau de papier de soie et qu’il était revenu vous frapper ! ». C’est ainsi que réagit Rutherford aux résultats des expériences menées dans son laboratoire par Geiger et Mardsen.  Ceux-ci envoyaient des particules alpha (qu’on appelle aujourd’hui noyaux d’ hélium) sur une mince feuille d’or puis les détectaient après la traversée. Ils s’attendaient à observer une légère déviation de ces particules après la feuille d’or. En effet d’après le modèle « pudding »de Thomson, les atomes de la feuille d’or ont des électrons chargés négativement qui sont intégrés dans une « pâte » chargées positivement. Ces atomes ont donc un champ électrique qui doit interagir avec la charge positive des particules alpha et expliquer ces légères déviations de trajectoire. Sauf que des déviations importantes sont aussi observées, une petite fraction des particules alpha rebroussent même chemin ! Le modèle de Thomson ne suffit plus à expliquer une telle répulsion. Rutherford suppose donc que l’existence d’un noyau atomique, d’un volume 100 000 fois plus petit que le volume total de l’atome, qui serait chargé positivement et concentrerait quasiment toute la masse de l’atome.  Les électrons tourneraient autour du noyau sur des orbites elliptiques à la manière des planètes autour du soleil. Sauf que, pour comparaison, si le noyau avait la taille du soleil, alors les électrons se situeraient environ 10 fois plus loin que l’orbite de Pluton et l’espace intermédiaire étant complètement vide. Ce modèle planétaire reproduit très bien les résultats des expériences de déviation des particules alpha. Cependant, plusieurs points restent obscurs.

Le spectre de raie et la stabilité des atomes

Spectres de raie de différents éléments

La lumière, quelle qu’elle soit, est émise par la matière. La lumière émise  par un élément chimique donné, en physique on dit « le spectre d’émission », est une caractéristique qui permet d’identifier cet élément.  Ainsi si on vaporise du sodium, on obtient une flamme jaune, une flamme rouge s’il s’agit de lithium, violette pour le potassium, etc…Mais le problème est un peu plus subtil que ça: un atome n’émet pas une seule lumière mais un ensemble de différentes couleurs, espacées en fréquences. Ce sont les raies. Mais la répartition de ces raies, la complexité de leur distribution, le fait qu’elles diffèrent pour chaque élément sont des faits inexplicables par la physique. En 1884, le suisse Johann Balmer a bien trouvé une formule mathématique qui décrit bien les relations entre les raies de l’hydrogène et prédit l’existence de nouvelles qui seront découvertes après lui, sauf que son origine demeure incomprise. De plus, le modèle de Rutherford, s’il est exact, prédit bien qu’un atome doit émettre de la lumière: l’électron tournant autour du noyau subit une accélération, or la théorie de l’électromagnétisme classique de Maxwell affirme qu’une particule chargée accélérée doit rayonner. Mais le spectre devrait être continu et non discret ! Et ce n’est pas fini: il y a en deuxième problème encore plus préoccupant. Si l’électron qui tourne autour du noyau émet de la lumière, c’est qu’il perd de l’énergie et donc qu’il doit se rapprocher du noyau pour finir par s’écraser sur lui. Autrement dit  ce modèle n’explique par pourquoi les atomes ne se sont pas encore désintégrés !

L’atome de Bohr

Représentation du modèle atomique de Bohr

Niels Bohr est conscient  ces problèmes montrent que la physique « classique » a atteint ses limites. Elle ne fixait aucune restriction à l’orbite des électrons autour du noyau, Bohr en donne une: les électrons ne peuvent se situer que sur certaines orbites où ils ne rayonnent pas d’énergie, les autres orbites étant interdites. Comment justifie-t-il cela ? Par les quanta ! Puisque Planck a introduit les quanta d’échange d’énergie, puisqu’ Einstein a introduit les quanta de lumière, Bohr décide quant à lui de quantifier (c’est à dire de discrétiser) une quantité que l’on appelle le moment cinétique de l’électron autour du noyau. Il explique ensuite le spectre de raies de l’atome d’hydrogène en affirmant que l’atome n’émet de la lumière que lorsqu’un électron « saute » d’une orbite autorisée sur une autre orbite plus basse. Apprenant que le modèle de Bohr venait de recevoir une confirmation par l’expérience, Einstein affirmera:  » Alors c’est l’une des plus grandes découvertes ». En effet, Niels Bohr obtiendra le prix Nobel de physique 1922, un an après Einstein.

Et le modèle de l’atome aujourd’hui ?

Bien qu’il représente une grande avancée, le modèle de Bohr ne tardera pas à montrer lui aussi ses limites, notamment dès qu’on étudie des atomes possédant plusieurs électrons. Une de ses insuffisances est qu’il est le résultat d’un mélange entre des concepts classiques (comme la trajectoire orbitale d’un électron) et quantiques (les fameux quanta). Au fur et à mesure du développement delà théorie quantique, les concepts classiques se révèleront inadaptés (la notion de « trajectoire d’un électron » deviendra …floue) et il sera de plus en plus difficile de schématiser un atome comme j’ai essayé de le faire avec les illustrations de ce billet. C’est un des aspects étranges de la physique quantique: d’un côté elle nous donne des équations dont l’efficacité n’a de cesse d’être prouvée, de l’autre elle nous empêche de fournir une visualisation juste de ce qu’est réellement un atome. Finalement, comme nous continuerons à le voir dans les prochains posts, la physique quantique est une entreprise iconoclaste vis-à-vis de nos intuitions et de nos représentations.