Atomic Structure: Historical Experiments and Models

Structure Atomique : Les Fondamentaux

Ce document résume les concepts clés de la structure atomique, des premières idées philosophiques aux découvertes expérimentales des particules subatomiques, en passant par les principaux modèles atomiques.

1. Introduction Historique sur l'Atome

• Démocrite (460 av. J.-C.) :
  • Philosophe grec ayant suggéré que le monde est composé d'espace vide et d'« atomos » (indivisibles).
  • Idées principales :
    1. Les atomes sont la plus petite particule de matière.
    2. Il existe différents types d'atomes pour chaque matériau.
  • Pas de preuve expérimentale.
• John Dalton :
  • Météorologue ayant apporté des preuves expérimentales à sa théorie.
  • Quatre postulats majeurs :
    1. Tous les éléments sont composés de particules indivisibles appelées atomes.
    2. Les atomes d'un même élément sont identiques et diffèrent de ceux d'autres éléments.
    3. Les atomes de différents éléments se combinent en proportions de nombres entiers. Par exemple, Oxygène et Hydrogène se combinent en un rapport 1:2 pour former H2O.
    4. Les réactions chimiques impliquent la séparation, la combinaison ou le réarrangement des atomes, qui ne se transforment jamais en atomes d'un autre élément.
  • Modèle de la « Balle de billard » : Atomes imaginés comme des sphères solides et dures.
  • Limitation : Les études ont vite prouvé que l'atome n'est pas indivisible et possède des parties plus petites.

2. Découverte de l'Électron

2.1. Expérience de Crookes

• Tubes de Crookes (années 1870) : Tubes en verre scellés avec un gaz raréfié et des électrodes (cathode (-) et anode (+)).
• Phénomène : Application d'une haute tension provoque un rayonnement visible de la cathode vers l'anode, appelé « rayons cathodiques ».
• Observations :
  • Les rayons cathodiques voyagent en lignes droites.
  • Ils sont défléchis par un champ magnétique, prouvant qu'ils sont chargés électriquement.
  • Ils sont générés à partir de la cathode.

2.2. Expérience de Thomson (Mesure du rapport e/m)

• Contexte : Les scientifiques ignoraient la nature des rayons cathodiques.
• Contributions de Thomson : Il a montré que les rayons cathodiques :
  • Ont une masse.
  • Ont une charge négative.
  • Ont les mêmes propriétés quel que soit le gaz ou le matériau des électrodes.
  • Ont un rapport charge/masse ($e/m$) très élevé.
• Conclusion : Tous les atomes contiennent ces particules (rayons cathodiques), renommées électrons.
• Méthode : Utilisation d'un tube de déflexion où les électrons sont soumis à des champs électriques ($F_E = eE$) et magnétiques ($F_B = evB$).
• Calcul du rapport $e/m$ :
  • Équilibre des forces : $F_E = F_B \Rightarrow eE = evB$.
  • Vitesse des électrons : $v = E/B$ (pour un champ électrique $E = V_p/d$, donc $v = V_p/(Bd)$).
  • La force magnétique agissant comme force centripète : $evB = mv^2/r$.
  • Déduction du rapport $e/m$ : $\frac{e}{m} = \frac{v}{rB}$.
  • En combinant avec l'énergie cinétique ($1/2 mv^2 = eV_p$), on obtient : $\frac{e}{m} = \frac{2V_p}{r^2 B^2}$.
• Exemple de calcul : Pour $V_A = 490$ V, $B = 3,4 \times 10^{-3}$ T, $r = 22 \times 10^{-3}$ m, on obtient $e/m = 1,75 \times 10^{11} \mathrm{C\,kg^{-1}}$.

2.3. Expérience de Millikan (Mesure de la charge de l'électron)

• Objectif : Mesurer la charge individuelle de l'électron ($e$).
• Dispositif : Gouttelettes d'huile chargées pulvérisées entre deux plaques métalliques parallèles.
• Forces agissant sur une gouttelette :
  • Force gravitationnelle ($m_{huile}g$)
  • Force de poussée d'Archimède ($m_{air}g$) - souvent négligeable ($\approx 0,1\%$ du poids).
  • Force électrique ($QE$) - où $Q$ est la charge de la gouttelette.
  • Force de résistance de Stokes ($F = 6\pi \eta r v$) - lorsque la goutte se déplace.
• Méthode de Millikan :
  1. Mesurer la vitesse terminale de la gouttelette en chute libre (champ électrique éteint) pour calculer sa masse ($m$) via la loi de Stokes et la densité de l'huile. $r^2 = \frac{9\eta v}{2\rho g}$ puis $m = \frac{4}{3}\pi r^3 \rho$.
  2. Ajuster le champ électrique ($E = V_p/d$) de manière à ce que la gouttelette soit en équilibre stationnaire.
  3. À l'équilibre : Force électrique = Poids de la gouttelette ($\frac{QV_p}{d} = mg$).
  4. Calculer la charge $Q = \frac{mgd}{V_p}$.
• Résultat de Millikan : Il a trouvé que $Q$ était toujours un multiple entier de $1,6 \times 10^{-19}$ C.
• Conclusion : La charge de l'électron est $e = 1,6 \times 10^{-19}$ C.
• Calcul de la masse de l'électron : $m = e / (e/m) = (1,6 \times 10^{-19}) / (1,76 \times 10^{11}) \approx 9,1 \times 10^{-31}$ kg.

3. Modèles Atomiques

3.1. Modèle Atomique de Thomson ("Plum Pudding")

• Description : Un atome est une sphère de charge positive uniformément répartie avec des électrons négatifs "incrustés" comme des raisins dans un pudding.
• Échec :
  • Ne pouvait pas expliquer comment la charge positive maintenait les électrons.
  • Ne pouvait pas expliquer la stabilité de l'atome.
  • Ignorait l'existence d'un noyau.
  • Incapable d'expliquer les résultats de l'expérience de diffusion de Rutherford.

3.2. Expérience de Rutherford (Découverte du noyau)

• Objectif : Tester le modèle de Thomson en bombardant une fine feuille d'or avec des particules alpha (noyaux d'hélium, chargées positivement).
• Prédiction (selon Thomson) : Les particules alpha traverseraient directement la feuille sans déflexion ou avec une légère déflexion.
• Résultats Réels :
  • La plupart des particules alpha traversaient la feuille d'or sans déflexion.
  • Quelques particules étaient fortement défléchies.
  • Une très petite fraction était renvoyée en arrière.

3.3. Modèle Atomique de Rutherford

• Interprétations :
  • L'atome est principalement constitué de vide.
  • Il existe un petit noyau dense et positivement chargé au centre de l'atome, contenant la majeure partie de la masse.
  • Les électrons, négatifs, orbitent autour de ce noyau sur des trajectoires circulaires fixes (orbites).
  • L'atome est électriquement neutre : le nombre de charges positives dans le noyau (protons) équilibre le nombre d'électrons.
• Limitations :
  • Incompatibilité avec la stabilité de l'atome classique : Un électron en orbite devrait rayonner de l'énergie et s'effondrer dans le noyau.
  • Ne parvenait pas à expliquer la masse atomique complète (nécessitait des particules neutres).
  • Ne précisait pas l'arrangement des électrons.

4. Découverte du Neutron

4.1. Expérience de Chadwick (1932)

• Protocole : Bombardement d'une feuille de Béryllium avec des particules alpha.
• Observation : Émission d'un rayonnement mystérieux.
• Caractéristiques du rayonnement :
  • Neutre : Non défléchi par les champs électriques ou magnétiques.
  • Ne provoque pas d'effet photoélectrique (contrairement aux rayons gamma).
• Discrépance entre numéro atomique (nombre de protons) et masse atomique :
  • L'hélium (2 protons) devrait avoir une masse atomique de 2, mais sa masse est de 4 (4 fois celle de l'hydrogène, qui a 1 proton).
  • Chadwick a postulé l'existence de particules neutres supplémentaires dans le noyau.
• Conclusion : Découverte du neutron, une particule neutre située dans le noyau, contribuant à la masse atomique.

Introduction à la Structure Atomique

Ce document aborde les concepts fondamentaux de la structure atomique en chimie pharmaceutique générale, couvrant les expériences historiques clés qui ont conduit à notre compréhension actuelle de l'atome.

Expériences Préliminaires et Premières Théories Atomiques

L'idée de l'atome a évolué à travers des siècles de réflexion philosophique et d'expérimentation scientifique.

Démocrite et les "Atomos"

Démocrite (460 av. J.-C.), un philosophe grec, suggéra que le monde était constitué de deux choses : l'espace vide et des « atomos ». « Atomos » est un mot grec signifiant insécable (indivisible). Les deux idées principales de Démocrite sont :

• Les atomes sont les plus petites particules de la matière.
• Il existe différents types d'atomes pour chaque matériau.

Cette théorie était purement philosophique, sans aucune preuve expérimentale. (Source 4, 5)

John Dalton et sa Théorie Atomique (Début du XIXe siècle)

John Dalton, contrairement à Démocrite, a apporté des preuves expérimentales pour étayer sa théorie atomique. (Source 6)

Les quatre points majeurs (postulats) de la théorie de Dalton sont :

1. Tous les éléments sont composés de particules indivisibles appelées atomes. (Source 7)
2. Les atomes d'un même élément sont identiques. Les atomes d'un élément sont différents de ceux d'un autre. (Source 7)
3. Les atomes d'éléments différents se mélangent ou se combinent selon des rapports de nombres entiers. Par exemple, l'oxygène se combine avec l'hydrogène pour former de l'eau dans un rapport de 2:1. (Source 9)
4. Les réactions chimiques se produisent lorsque les atomes se séparent, se joignent ou se réorganisent. Dans une réaction chimique, les atomes d'un élément ne se transforment JAMAIS en un autre. (Source 9)

Le modèle atomique de Dalton est souvent appelé le modèle de la « boule de billard », où les atomes sont imaginés comme des sphères solides et dures. (Source 8)

Cependant, des études expérimentales ultérieures ont rapidement montré que l'atome n'était pas indivisible, mais qu'il possédait des parties plus petites. (Source 9)

Découverte de l'Électron

La première subparticule atomique découverte fut l'électron, grâce aux expériences avec les tubes de Crookes et de Thomson.

L'Expérience de Crookes (Rayons Cathodiques)

Dans les années 1870, William Crookes a développé des tubes de Crookes, similaires aux tubes néon. Ces tubes en verre scellés contenaient une petite quantité de gaz et des électrodes métalliques (cathode négative, anode positive) à chaque extrémité. (Source 10)

• Lorsqu'une alimentation haute tension était connectée, un faisceau de rayons, appelés rayons cathodiques, voyageait de la cathode (-) vers l'anode (+). (Source 10)
• Un revêtement fluorescent à l'extrémité positive du tube produisait un flash lumineux lorsqu'il était frappé par le rayonnement. (Source 10)
• Si une pièce de métal était placée entre les bornes, une ombre de la même forme que le métal était produite. Cela indiquait que quelque chose était émis par la cathode et se déplaçait en lignes droites vers l'anode, sans pouvoir traverser le métal. (Source 11)
• Crookes a démontré que les rayons cathodiques étaient chargés électriquement car ils étaient déviés par un champ magnétique, prouvant ainsi la nature particulaire et chargée de ces rayons. (Source 13)

L'Expérience de Thomson (Mesure du Rapport Charge/Masse de l'Électron)

J.J. Thomson a poursuivi les travaux sur les rayons cathodiques et a prouvé qu'ils étaient composés de particules subatomiques chargées négativement, qu'il a nommées électrons. (Source 14)

Les conclusions de Thomson sur les rayons cathodiques étaient les suivantes :

• Ils possèdent une masse.
• Ils ont une charge négative.
• Ils ont les mêmes propriétés quelle que soit la nature du gaz utilisé dans le tube à décharge.
• Ils ont un rapport charge/masse très élevé. (Source 14)

Il en a été déduit que tous les atomes contenaient ces particules, qui ont été renommées électrons. (Source 14)

Mesure du Rapport Charge/Masse ($e/m$)

Thomson a utilisé un tube de déflexion pour mesurer la vitesse des électrons en les faisant passer à travers des champs électriques et magnétiques équilibrés, ajustés de manière à ce que le faisceau d'électrons ne soit pas dévié. (Source 16)

Force Électrique ($F_E$)

La force électrique exercée sur un électron est donnée par :

$F_E = e E = e \frac{V_p}{d}$

• $d$ : distance perpendiculaire entre les plaques.
• $V_p$ : différence de potentiel entre les plaques.
• $e$ : charge de l'électron.
• $E$ : intensité du champ électrique entre les plaques. (Source 16)

Déflexion due au Champ Électrique

Le temps $t$ mis par un électron pour traverser le champ est $t = L/v$, où $L$ est la longueur des plaques et $v$ la vitesse initiale de l'électron. (Source 16)

La déflexion $y$ de l'électron à la sortie du champ est donnée par $y = \frac{1}{2} a t^2$. Une augmentation de la vitesse diminue la déflexion. (Source 16)

Force Magnétique ($F_B$)

Dans un champ magnétique, chaque électron subit une force $F_B$ perpendiculaire à la direction de son mouvement et à celle du champ magnétique, selon la règle de la main gauche de Fleming. Cette force est donnée par :

$\vec{F}_B = e \vec{v} \times \vec{B}$

ou en magnitude : $F_B = evB$

• $e$ : charge de l'électron.
• $\vec{v}$ : vitesse de l'électron (m/s).
• $\vec{B}$ : champ magnétique (T). (Source 16)

Cette force magnétique agit comme une force centripète ($F_B = m \frac{v^2}{r}$), forçant l'électron à suivre une trajectoire circulaire. La force magnétique ne travaille pas sur l'électron, donc sa vitesse reste constante. (Source 17)

Ainsi, $evB = m \frac{v^2}{r}$, d'où le rayon de courbure $r = \frac{mv}{eB}$. (Source 17)

Équilibre des Champs pour une Déflexion Nulle

Lorsque les forces électrique et magnétique sont équilibrées ($F_E = F_B$), le faisceau n'est pas dévié :

$eV_p/d = evB$

D'où la vitesse $v = V_p / (Bd)$. (Source 18)

À partir de $r = \frac{mv}{eB}$ et $v = \sqrt{\frac{2e V_p}{m}}$ (lorsque l'énergie cinétique est égale à l'énergie potentielle électrique, $\frac{1}{2}mv^2 = eV_p$), Thomson a pu dériver le rapport charge/masse :

$\frac{e}{m} = \frac{2V_p}{r^2 B^2}$ (Source 23)

Il a pu calculer le rapport $\frac{e}{m}$ en mesurant $V_p$ (potentiel dans le tube), $B$ (force du champ magnétique) et $r$ (rayon de la trajectoire circulaire de l'électron). (Source 23, 24, 25)

L'expérience a abouti à une valeur de $e/m \approx 1,75 \times 10^{11} \mathrm{C kg}^{-1}$. (Source 27)

L'Expérience de Millikan (Mesure de la Charge de l'Électron)

En 1910, Robert Andrews Millikan a effectué la première mesure précise de la charge de l'électron grâce à son expérience de la goutte d'huile. (Source 28, 29)

L'expérience consistait à :

• Pulvériser de l'huile en fines gouttelettes dans une chambre. (Source 30)
• Certaines gouttelettes devenaient chargées en frottant.
• Observer le mouvement des gouttelettes entre deux plaques métalliques parallèles chargées électriquement. (Source 30)

Forces Agissant sur une Gouttelette d'Huile

Plusieurs forces s'exercent sur une gouttelette :

• Force gravitationnelle ($m_{huile}g$) : poids de la gouttelette. (Source 30)
• Poussée d'Archimède ($m_{air}g$) : force ascendante due à l'air déplacé (généralement négligeable, environ 0,1% du poids). (Source 30, 34)
• Force électrique ($QE$) : agit verticalement si la gouttelette est chargée. ($Q$ est la charge de la gouttelette, $E$ est le champ électrique). (Source 30)
• Force de résistance de Stokes ($F = 6\pi \eta r v$) : friction visqueuse de l'air lorsque la gouttelette se déplace (où $\eta$ est la viscosité de l'air, $r$ le rayon de la gouttelette, $v$ sa vitesse). Cette force est responsable de la vitesse terminale. (Source 30)

Procédure de Mesure

Millikan a pu immobiliser une gouttelette chargée en ajustant la différence de potentiel ($V_P$) entre les plaques jusqu'à ce que la force électrique ascendante soit égale et opposée au poids de la gouttelette. (Source 31, 32)

Lorsque la gouttelette est stationnaire : $F_E = Poids$

$\frac{QV_P}{d} = mg$

D'où la charge de la gouttelette : $Q = \frac{mgd}{V_P}$. (Source 32)

Calcul de la Masse de la Gouttelette (Étape 1)

En l'absence de champ électrique ($E=0$), la gouttelette tombe à sa vitesse terminale. En utilisant la loi de Stokes et la densité de l'huile, la masse ($m$) de la gouttelette peut être calculée : (Source 33, 34)

$F = mg = 6\pi\eta rv = \frac{4}{3}\pi r^3 \rho g$

Ceci permet de dériver $r^2 = \frac{9\eta v}{2\rho g}$, puis le rayon $r$ et la masse $m = \frac{4}{3}\pi r^3 \rho$. (Source 34)

Détermination de la Charge ($Q$) (Étape 2)

Une fois $m$ connu, le champ électrique $E$ est ajusté pour arrêter la gouttelette, et $Q$ est déterminé : $Q = \frac{mg}{E} = \frac{mgd}{V_P}$. (Source 33)

En répétant cette expérience de nombreuses fois, Millikan a découvert que la charge $Q$ était toujours un multiple entier d'une valeur fondamentale : $1,6 \times 10^{-19} \, C$. Il a conclu que cette valeur était la charge d'un seul électron. (Source 35)

En combinant cette valeur avec le rapport $e/m$ mesuré par Thomson, la masse de l'électron a pu être estimée :

$m = \frac{e}{(e/m)} = \frac{1,6 \times 10^{-19} \mathrm{C}}{1,76 \times 10^{11} \mathrm{C kg}^{-1}} \approx 9,1 \times 10^{-31} \mathrm{kg}$. (Source 33)

Modèle Atomique de Thomson ("Plum Pudding")

Après la découverte de l'électron, Thomson a proposé un nouveau modèle atomique, souvent appelé le modèle du "Plum Pudding" ou du "melon d'eau". (Source 36, 37)

• Dans ce modèle, l'atome est une sphère de matière positivement chargée, dans laquelle des électrons négatifs sont intégrés, comme des raisins dans un gâteau aux prunes ou des graines dans un melon d'eau. (Source 36, 37)
• La charge positive totale est distribuée uniformément, neutralisant la charge négative des électrons. (Source 37)

Limitations du Modèle de Thomson

Le modèle de Thomson présentait plusieurs lacunes :

• Il n'expliquait pas comment la charge positive maintenait les électrons à l'intérieur de l'atome ni la stabilité de l'atome. (Source 37)
• Il ne faisait aucune mention du noyau d'un atome. (Source 37)
• Il était incapable d'expliquer les résultats de l'expérience de diffusion de Rutherford. (Source 37)

Découverte du Proton : L'Expérience de Rutherford (Feuille d'Or)

Ernest Rutherford, en 1911, a réalisé l'expérience de la feuille d'or, qui a révolutionné notre compréhension de la structure atomique en menant à la découverte du noyau. (Source 38)

Attentes de Rutherford (selon le modèle de Thomson)

Selon le modèle du "Plum Pudding" de Thomson, Rutherford s'attendait à ce que les particules alpha (particules positives lourdes) traversent la feuille d'or avec une déflexion minimale, car la charge positive était supposée être uniformément répartie et non dense. (Source 37)

Résultats Réels de l'Expérience

Les résultats ont été surprenants :

• La majorité des particules alpha sont passées directement à travers la feuille d'or sans déviation. (Source 39)
• Quelques particules alpha ont été légèrement déviées. (Source 39)
• Un très petit nombre de particules alpha (environ 1 sur 8000) ont été fortement déviées, voire renvoyées en arrière. (Source 39, 41)

Modèle Atomique de Rutherford

Basé sur ces observations, Rutherford a proposé un nouveau modèle atomique, souvent appelé le modèle "planétaire" : (Source 40, 41)

• L'atome est principalement constitué de vide. (Source 40, 41)
• Le noyau est un petit noyau dense et chargé positivement, concentrant presque toute la masse de l'atome. Cette zone a été appelée le noyau. (Source 40, 41)
• Les électrons, chargés négativement, orbitent autour du noyau à grande vitesse sur des trajectoires circulaires appelées orbites. (Source 41)
• L'atome est électriquement neutre car le nombre d'électrons négatifs équilibre la charge positive du noyau. (Source 41)
• Le noyau et les électrons sont maintenus ensemble par une forte force d'attraction électrique. (Source 41)

Limitations du Modèle de Rutherford

Malgré son succès, le modèle de Rutherford avait des lacunes : (Source 42)

• Instabilité prévue de l'atome : Selon la physique classique, une particule chargée (l'électron) en mouvement accéléré sur une trajectoire circulaire devrait émettre continuellement de l'énergie et finir par s'effondrer dans le noyau, rendant l'atome instable. Or, nous savons que les atomes sont stables. (Source 42)
• Problème de la masse atomique : Le modèle ne tenait compte que des protons dans le noyau et ne pouvait pas expliquer la masse atomique de certains éléments. Par exemple, l'hélium avait une masse atomique de 4, alors qu'il ne devrait avoir que 2 si seuls les protons et électrons étaient considérés. (Source 42, 43)
• Arrangement des électrons : Le modèle ne précisait pas l'arrangement des électrons dans l'atome, le laissant incomplet à cet égard. (Source 42)

Découverte du Neutron : L'Expérience de Chadwick

En 1932, James Chadwick a résolu le problème de la masse atomique manquante en découvrant une nouvelle particule neutre : le neutron. (Source 42, 43)

• Chadwick a bombardé un échantillon de béryllium avec des particules alpha, ce qui a provoqué l'émission d'un "rayonnement mystérieux". (Source 42)
• Ce rayonnement n'était pas dévié par les champs électriques ou magnétiques et ne provoquait pas d'effet photoélectrique, contrairement aux rayons gamma. Cela indiquait qu'il était neutre. (Source 42)
• Chadwick a postulé l'existence de "particules supplémentaires" dans le noyau pour expliquer la différence entre le numéro atomique et la masse atomique de certains éléments (ex: Hélium). (Source 43)

Conclusion et Évolution des Modèles Atomiques

L'étude de la structure atomique a progressé des idées philosophiques de Démocrite aux modèles expérimentaux. Les expériences de Crookes, Thomson, Millikan, Rutherford et Chadwick ont révélé que l'atome n'est pas indivisible, mais composé de particules subatomiques : les électrons, les protons et les neutrons. Ceci a conduit au modèle atomique moderne où les protons et neutrons forment un noyau dense, autour duquel les électrons orbitent.

Points Clés

• Démocrite et Dalton : Premières conceptions de l'atome comme particule indivisible. Dalton a introduit des preuves expérimentales.
• Découverte de l'Électron :
  • Crookes : Découverte des rayons cathodiques (faisceaux de particules chargées).
  • Thomson : A identifié les rayons cathodiques comme des électrons et a mesuré leur rapport charge/masse ($e/m$).
  • Millikan : A mesuré la charge fondamentale de l'électron ($e$) avec l'expérience de la goutte d'huile.
• Modèle de Thomson ("Plum Pudding") : Atome comme une sphère positive avec des électrons incorporés. Les limitations de ce modèle ont mené à de nouvelles recherches.
• Découverte du Proton et du Noyau :
  • Rutherford : L'expérience de la feuille d'or a montré que l'atome a un noyau dense et positif, autour duquel les électrons orbitent.
  • Le modèle de Rutherford a expliqué la nature "vide" de l'atome mais a eu des lacunes concernant la stabilité et la masse atomique.
• Découverte du Neutron :
  • Chadwick : A identifié le neutron, une particule neutre dans le noyau, résolvant le problème de la masse atomique manquante.
• Les études se déroulent à l'Université Abdelhamid Ibn Badis Mostaganem, Faculté de Médecine, Département de Pharmacie, pour un total de 80 heures par an (60h de cours magistraux, 20h de travaux dirigés).