L'Atome : Histoire et Évolution des Modèles Atomiques

L'atome est la plus petite unité possible d'un élément chimique. Dans la philosophie de la Grèce antique, le mot « atome » est utilisé pour désigner la plus petite particule qui puisse être conçue. Cette particule fondamentale était considérée comme indestructible. En fait, « atome » vient du grec pour « indivisible ». La connaissance de la taille et de la nature de l'atome a avancé très lentement au fil des siècles, car les gens n'émettaient que des spéculations à ce sujet.

Avec l'avènement de la science expérimentale aux XVIe et XVIIe siècles, les progrès de la théorie atomique sont devenus plus rapides. Les chimistes se sont vite rendu compte que tous les liquides, gaz et solides peuvent être décomposés en leurs constituants ultimes, ou éléments.

1. L'atome chez les philosophes grecs anciens

Les philosophes grecs ont beaucoup argumenté sur la nature de la matière et ont conclu que le monde était plus simple qu'il n'y paraît. Certaines de leurs idées les plus importantes étaient les suivantes :

Leucippe et Démocrite

Au Ve siècle av. J.-C., Leucippe a soutenu qu'il n'existait qu'un seul type de matière. Il pensait que si nous divisions la matière en parties de plus en plus petites, nous obtiendrions une pièce qui ne pourrait plus être coupée. Démocrite appela ces pièces des « atomes » (indivisibles). La philosophie atomiste de Leucippe et de Démocrite peut être résumée ainsi :

• 1. Les atomes sont éternels, indivisibles, homogènes et invisibles.
• 2. Les atomes se distinguent par leur forme et leur taille.
• 3. Les propriétés de la matière varient selon le groupement des atomes.

Empédocle

Au IVe siècle av. J.-C., Empédocle a postulé que la matière est composée de quatre éléments : la terre, l'air, l'eau et le feu.

Aristote

Aristote a ensuite émis l'hypothèse que la matière était formée par ces quatre éléments, mais il a nié l'idée des atomes, une pensée qui s'est maintenue pendant 2000 ans dans l'esprit humain.

1.1. La théorie atomique de Dalton

Au XIXe siècle, on a étudié comment les divers éléments se combinent pour former des composés chimiques. Bien que de nombreux scientifiques, à commencer par les anciens Grecs, aient affirmé que les plus petites unités d'une substance étaient les atomes, John Dalton est considéré comme l'une des figures les plus importantes de la théorie atomique, car il l'a transformée en quelque chose de quantitatif. Dalton a montré que les atomes se réunissent dans des proportions définies. Les recherches ont montré que les atomes ont tendance à former des groupes appelés molécules.

Tous les atomes d'un élément donné ont les mêmes propriétés chimiques. Par conséquent, l'atome est la plus petite entité à prendre en considération. Les propriétés chimiques des éléments étant très différentes les unes des autres, leurs atomes se combinent de multiples façons pour former de nombreux composés chimiques différents.

En 1808, John Dalton publia sa théorie atomique, qui s'appuyait sur les vieilles idées de Leucippe et de Démocrite. La théorie de Dalton stipule :

• 1. Les éléments sont constitués de minuscules particules appelées atomes, indivisibles et immuables. Dalton a mis en place un système pour désigner chaque atome afin de distinguer les différents éléments.
• 2. Les atomes d'un même élément sont tous égaux entre eux en masse, en taille et en autres propriétés physiques ou chimiques. Au contraire, les atomes de différents éléments ont des masses et des propriétés différentes.
• 3. Les composés sont formés par l'assemblage d'atomes des éléments correspondants selon une relation numérique simple et constante.

Dans la théorie atomique de Dalton, on trouve les définitions suivantes :

• Un atome est la plus petite particule d'un élément qui conserve ses propriétés.
• Un élément est une substance pure constituée d'atomes identiques.
• Un composé est une substance constituée d'atomes différents combinés dans une relation numérique simple et constante.

2. L'atome est divisible

Une fois la théorie atomique de la matière acceptée, les phénomènes d'électrification et d'électrolyse ont révélé, d'une part, la nature électrique de la matière et, d'autre part, que l'atome est divisible, c'est-à-dire qu'il se compose de petites particules fondamentales. Sur cette page, vous pouvez voir des exemples de phénomènes d'électrification.

Les phénomènes électriques sont une manifestation de leur charge électrique. L'unité de charge électrique dans le SI est le coulomb (C). Il existe deux types de charges électriques : positive et négative. Deux corps qui ont acquis une charge de même nature se repoussent mutuellement, alors que s'ils ont des charges de types différents, ils s'attirent. La matière est électriquement neutre, c'est-à-dire qu'elle possède la même quantité de chaque type de charge. Quand elle se charge, que ce soit positivement ou négativement, c'est parce qu'elle possède plus d'un type de charge que de l'autre.

À la fin du XIXe et au début du XXe siècle, une série d'expériences a permis d'identifier les particules responsables de la charge négative (les électrons) et de la charge positive (le proton). Ces expériences ont fourni les données suivantes sur la structure de la matière :

• L'atome contient des particules subatomiques.
• Les électrons ont une charge électrique négative et une masse. Chaque électron possède une charge électrique élémentaire.
• Les protons ont une charge électrique positive et une masse plus grande.
• Comme l'atome est électriquement neutre, il faut supposer que le nombre de charges électriques négatives (électrons) est égal au nombre de charges positives (protons).

3.1. Le modèle atomique de Thomson

En raison de la très petite masse des électrons, le physicien anglais J.J. Thomson supposa en 1904 que la majeure partie de la masse de l'atome correspondait à la charge positive, qui devrait occuper la majeure partie du volume atomique. Thomson imaginait l'atome comme une sorte de sphère positive continue dans laquelle les électrons sont intégrés (comme des raisins dans un pudding).

Ce modèle permet d'expliquer de nombreux phénomènes expérimentaux tels que l'électrification et la formation d'ions :

• L'électrification : L'excédent ou le déficit d'électrons d'un corps est responsable de sa charge électrique négative ou positive.
• La formation d'ions : Un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons. Si l'atome gagne des électrons, il a une charge nette négative et est appelé anion ; s'il perd des électrons, sa charge nette est positive et il est appelé cation.

3.2. Le modèle de Rutherford

Le modèle de Thomson a été largement accepté jusqu'à ce qu'en 1911, le chimiste et physicien britannique Ernest Rutherford et ses collègues mènent l'expérience de Rutherford. Ce modèle permet d'expliquer de nombreux phénomènes expérimentaux tels que l'électrification et la formation d'ions. L'électrification : l'excédent ou le déficit d'électrons qui a un corps et est responsable de sa charge électrique négative ou positive. Formation ion : un ion est un atome qui a gagné ou perdu des électrons. Si l'atome gagne des électrons, il a une charge nette négative et est appelé anion ; s'il perd des électrons, sa charge nette est positive et il est appelé cation. Le modèle de Thomson a été un grand succès jusqu'à ce qu'en 1911, Ernest Rutherford mène son expérience.

Dans cette expérience, ils ont bombardé une mince feuille d'or avec des particules alpha (positives) provenant d'une matière radioactive et ont noté que :

• La majorité des particules alpha passaient à travers le film sans changer de direction, comme prévu.
• Certaines particules alpha s'écartaient considérablement.
• Quelques particules alpha rebondissaient vers la source d'émission.

Le modèle de Rutherford, ou modèle nucléaire, stipule que :

• L'atome a un noyau central dans lequel sont concentrées la charge positive et presque toute la masse.
• La charge positive des protons dans le noyau est compensée par la charge négative des électrons en dehors du noyau.
• Le noyau contient donc des protons en nombre égal aux électrons de l'atome.
• Les électrons gravitent à haute vitesse autour du noyau et en sont séparés par une grande distance.

3.3. La découverte du neutron

La masse des protons et des électrons ne correspondant pas à la masse totale de l'atome, Rutherford supposa qu'il devait y avoir d'autres particules subatomiques dans le noyau. Ces particules ont été découvertes en 1933 par James Chadwick. N'ayant pas de charge électrique, elles ont été appelées neutrons. Les neutrons sont des particules non chargées dont la masse est légèrement supérieure à celle d'un proton.

3.4. Structure finale de l'atome

Selon cette structure, l'atome est composé comme suit :

• Un noyau central essentiel où la charge totale est positive (protons) et où se trouve la majeure partie de la masse (protons et neutrons).
• Une zone externe ou cortex où se trouvent les électrons en orbite autour du noyau. Il y a autant d'électrons dans la croûte que de protons dans le noyau, de sorte que l'atome est globalement électriquement neutre.

4. L'identification des atomes

Les atomes sont identifiés par le nombre de protons contenus dans leur noyau, car ce nombre est fixe pour les atomes d'un même élément.

• Nombre atomique : Le nombre de protons dans un atome. Il est représenté par la lettre Z et s'écrit en indice à gauche du symbole de l'élément (_ZX).
• Nombre de masse : La somme du nombre de protons et du nombre de neutrons. Il est représenté par la lettre A et s'écrit en exposant à gauche du symbole (^AX).
• Si un atome perd des électrons (cation), il faut soustraire le nombre correspondant à la charge positive.
• Si c'est un anion, il aura gagné des électrons et il faudra ajouter le nombre correspondant à la charge négative.

4.1. Les isotopes

Au début du XXe siècle, on a découvert que tous les atomes d'un même élément n'ont pas forcément la même masse. Autrement dit, le nombre de neutrons peut varier. Les isotopes sont des atomes d'un même élément ayant le même numéro atomique mais des nombres de masse différents. C'est-à-dire qu'ils ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.

5. La masse atomique relative

La masse atomique relative d'un élément correspond à celle de l'un de ses atomes et est à peu près égale à la somme des masses de ses protons et neutrons, puisque la masse de l'électron est si petite qu'elle peut être négligée. Ainsi, la majeure partie de la masse de l'atome est dans le noyau. La masse d'un atome par rapport à la masse du carbone-12 est appelée la masse atomique. Cette valeur est incorporée dans le tableau périodique pour chaque élément.

6. Nouveaux faits et nouveaux modèles

Le modèle atomique de Rutherford était incapable d'expliquer certains faits :

• La charge négative de l'électron en mouvement devrait lui faire perdre de l'énergie et le faire tomber sur le noyau, ce qui rendrait les atomes instables.
• Lorsque le rayonnement visible passe à travers un prisme, la lumière est décomposée en couleurs de l'arc-en-ciel ; c'est ce qu'on appelle un spectre continu. Or, la lumière émise par les atomes d'éléments produit des spectres discontinus.

Le fait que chaque atome ait un spectre différent avec des lignes discontinues doit être lié à sa structure. Cela ne pouvait pas être expliqué par le modèle de Rutherford.