Sciences · Chimie
Histoire des modèles de l’atome
Le modèle de l’atome s’est construit par étapes : sphère indivisible (Dalton, 1808), « pudding » chargé (Thomson, 1904), noyau entouré de vide (Rutherford, 1911), orbites quantifiées (Bohr, 1913), puis nuage électronique.
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Personne n’a jamais « vu » un atome à l’œil nu. Pourtant, en à peine plus d’un siècle, les physiciens ont deviné sa structure grâce à des expériences de plus en plus fines. L’histoire des modèles de l’atome, au programme de 4e et de seconde en France, illustre la démarche scientifique : un modèle est conservé tant qu’il explique les observations, puis il est corrigé ou remplacé quand une expérience le contredit. Pour la description actuelle de l’atome, voir atome.
Les grandes étapes
| Date | Savant | Modèle | Expérience ou argument clé |
|---|---|---|---|
| Vᵉ siècle av. J.-C. | Leucippe, Démocrite | La matière est faite de grains insécables, les « atomes » | Raisonnement philosophique |
| 1808 | John Dalton | Sphères pleines, indivisibles, propres à chaque élément | Lois des proportions dans les réactions chimiques |
| 1897 – 1904 | Joseph John Thomson | Sphère positive dans laquelle sont dispersés des électrons (« pudding aux raisins ») | Découverte de l’électron (rayons cathodiques) |
| 1911 | Ernest Rutherford | Noyau minuscule, positif et massif, entouré d’électrons et de beaucoup de vide | Feuille d’or bombardée par des particules alpha (Geiger et Marsden) |
| 1913 | Niels Bohr | Électrons sur des orbites circulaires de niveaux d’énergie fixés | Spectre de raies de l’hydrogène |
| 1919 – 1932 | Rutherford, Chadwick | Le noyau contient des protons (1919) et des neutrons (1932) | Réactions nucléaires, rayonnement neutre pénétrant |
| Années 1920 | Schrödinger, Heisenberg, de Broglie | Modèle quantique : nuage électronique, probabilités de présence | Mécanique quantique |
Démocrite et l’idée d’atome
Le mot atome vient du grec atomos, « qu’on ne peut couper ». Pour Leucippe et son élève Démocrite, la matière est faite de particules invisibles et indivisibles qui se déplacent dans le vide. Cette idée, purement spéculative, fut combattue par Aristote et resta minoritaire pendant plus de deux mille ans.
Dalton : l’atome chimique (1808)
Le chimiste anglais John Dalton reprend l’idée pour expliquer les lois pondérales découvertes à la fin du XVIIIᵉ siècle, dont la conservation de la masse. Son modèle :
- chaque élément est formé d’atomes identiques, de masse propre ;
- les atomes sont des sphères pleines et indivisibles ;
- une réaction chimique réarrange les atomes sans les créer ni les détruire.
Thomson : l’électron (1897) et le « pudding »
En étudiant les rayons cathodiques, le physicien britannique J. J. Thomson montre en 1897 qu’ils sont formés de particules chargées négativement, beaucoup plus légères que l’atome d’hydrogène : les électrons. L’atome n’est donc pas indivisible. Comme la matière est électriquement neutre, Thomson propose en 1904 un atome formé d’une sphère de charge positive dans laquelle les électrons sont incrustés, comme des raisins dans un pudding.
Rutherford : le noyau (1911)
Sous la direction d'Ernest Rutherford, Hans Geiger et Ernest Marsden bombardent une très fine feuille d’or avec des particules alpha (positives).
- La quasi-totalité des particules traverse la feuille sans être déviée.
- Quelques-unes sont fortement déviées, et de très rares rebondissent vers l’arrière.
Avec le modèle de Thomson, aucune particule n’aurait dû rebondir. Rutherford en conclut en 1911 que la charge positive et presque toute la masse sont concentrées dans un noyau minuscule, et que l’atome est essentiellement fait de vide. Le noyau est environ 100 000 fois plus petit que l’atome : si l’atome avait la taille d’un stade, le noyau serait une bille au centre.
Bohr : les niveaux d’énergie (1913)
Le Danois Niels Bohr postule que l’électron ne peut occuper que certaines orbites, correspondant à des niveaux d’énergie déterminés. Il n’émet ou n’absorbe de la lumière qu’en sautant d’un niveau à un autre. Ce modèle explique pour la première fois les raies du spectre de l’hydrogène (voir spectres d’émission et d’absorption).
Le neutron et le modèle quantique
Rutherford identifie le proton vers 1919 ; James Chadwick découvre le neutron en 1932, ce qui explique la masse des noyaux et l’existence des isotopes. Dans les années 1920, la mécanique quantique remplace les orbites par des orbitales : on ne peut pas connaître la trajectoire d’un électron, seulement la probabilité de le trouver en un lieu. L’image d’un nuage électronique autour du noyau est la plus fidèle au niveau scolaire. Les protons et les neutrons sont eux-mêmes formés de quarks (voir particules élémentaires).
Expérience classique : simuler Rutherford
On ne bombarde pas de feuille d’or en classe, mais on peut simuler l’expérience : des billes sont lancées à l’aveugle sous un carton qui cache un petit objet. La plupart passent sans déviation ; quelques-unes rebondissent. En notant les trajectoires, les élèves déduisent la position et la taille de l’obstacle, comme Rutherford a déduit l’existence du noyau. Des simulations numériques gratuites existent aussi.
Erreurs fréquentes
- Croire que le modèle de Bohr est la réalité : les électrons ne tournent pas sur des orbites comme des planètes.
- Penser que le modèle de Thomson est « faux » donc inutile : il a été une étape logique, compatible avec les données de son époque.
- Oublier que l’atome est surtout du vide.
- Attribuer la découverte du neutron à Rutherford : il en avait supposé l’existence, Chadwick l’a mise en évidence.
Exercice corrigé
Énoncé. 1) Quelle observation de l’expérience de la feuille d’or contredit le modèle de Thomson ? 2) Que montre le fait que la plupart des particules traversent la feuille ? 3) Un noyau d’atome a un rayon d’environ 10⁻¹⁵ m et l’atome d’environ 10⁻¹⁰ m : combien de fois l’atome est-il plus grand que son noyau ?
Corrigé.
- Quelques particules alpha rebondissent vers l’arrière : elles ont rencontré une charge positive très concentrée, ce qu’une sphère positive diffuse ne pouvait pas produire.
- L’atome est essentiellement constitué de vide.
10⁻¹⁰ / 10⁻¹⁵ = 10⁵: l’atome est environ 100 000 fois plus grand que son noyau.
Questions fréquentes
Peut-on voir un atome ?
Pas au microscope optique, mais le microscope à effet tunnel, inventé au début des années 1980, permet d’obtenir des images de la surface d’un matériau où chaque atome apparaît comme une petite bosse.
Pourquoi le modèle de Bohr est-il encore enseigné ?
Parce qu’il introduit simplement l’idée de niveaux d’énergie, qui explique les spectres de raies et prépare au modèle quantique, plus abstrait.
Les électrons sont-ils plus petits que le noyau ?
On les considère comme des particules sans structure interne connue. Leur masse est environ 1 836 fois plus faible que celle d’un proton, mais ils occupent, par leur nuage, la quasi-totalité du volume de l’atome.