Histoire de la théorie atomique

La théorie atomique est la théorie scientifique selon laquelle la matière est composée de particules appelées atomes . La définition du mot « atome » a changé au fil des ans en réponse aux découvertes scientifiques. Au départ, il faisait référence à un concept hypothétique selon lequel il existerait une particule fondamentale de matière, trop petite pour être vue à l'œil nu, qui ne pourrait être divisée. Puis la définition a été affinée pour désigner les particules de base des éléments chimiques, lorsque les chimistes ont observé que les éléments semblaient se combiner les uns aux autres dans des proportions de petits nombres entiers. Les physiciens ont ensuite découvert que ces particules avaient une structure interne qui leur était propre et qu'elles ne méritaient donc peut-être pas d'être appelées « atomes », mais renommer les atomes aurait été impossible à ce stade.

La théorie atomique est l'un des développements scientifiques les plus importants de l'histoire, crucial pour toutes les sciences physiques. Au début de ses conférences Feynman sur la physique , le physicien et lauréat du prix Nobel Richard Feynman présente l'hypothèse atomique comme le concept scientifique le plus prolifique.

L'idée de base selon laquelle la matière est constituée de minuscules particules indivisibles est une idée ancienne qui est apparue dans de nombreuses cultures antiques. Le mot atome est dérivé du mot grec ancien atomos , qui signifie « insécable ». Cette idée ancienne était basée sur un raisonnement philosophique plutôt que scientifique. La théorie atomique moderne ne repose pas sur ces anciens concepts. Au début du 19e siècle, le scientifique John Dalton a remarqué que les substances chimiques semblaient se combiner entre elles par des unités de poids discrètes et cohérentes, et il a décidé d'utiliser le mot atome pour désigner ces unités.

Français Travaillant à la fin du XVIIe siècle, Robert Boyle a développé le concept d'élément chimique comme substance différente d'un composé. Vers la fin du XVIIIe siècle, un certain nombre de développements importants en chimie ont émergé sans faire référence à la notion d'une théorie atomique. Le premier fut Antoine Lavoisier qui montra que les composés sont constitués d'éléments en proportion constante, redéfinissant un élément comme une substance que les scientifiques ne pouvaient pas décomposer en substances plus simples par l'expérimentation. Cela mit fin à l'idée ancienne selon laquelle les éléments de la matière étaient le feu, la terre, l'air et l'eau, qui n'avait aucun support expérimental. Lavoisier montra que l'eau peut être décomposée en hydrogène et en oxygène , qu'il ne pouvait à son tour décomposer en quelque chose de plus simple, prouvant ainsi qu'il s'agit d'éléments. Lavoisier a également défini la loi de conservation de la masse , qui stipule que dans une réaction chimique, la matière n'apparaît ni ne disparaît dans l'air ; la masse totale reste la même même si les substances impliquées ont été transformées. Enfin, il y avait la loi des proportions définies , établie par le chimiste français Joseph Proust en 1797, qui stipule que si un composé est décomposé en ses éléments chimiques constitutifs, alors les masses de ces constituants auront toujours les mêmes proportions en poids, quelle que soit la quantité ou la source du composé d'origine. Cette définition distingue les composés des mélanges.

John Dalton a étudié les données recueillies par lui-même et par d'autres scientifiques. Il a observé un modèle qui est devenu plus tard connu sous le nom de loi des proportions multiples : dans les composés qui contiennent deux éléments particuliers, la quantité d'élément A par mesure d'élément B différera d'un composé à l'autre selon des rapports de petits nombres entiers. Cela suggère que chaque élément se combine avec d'autres éléments en multiples d'une quantité de base.

En 1804, Dalton expliqua sa théorie atomique à son ami et collègue chimiste Thomas Thomson , qui publia une explication de la théorie de Dalton dans son livre A System of Chemistry en 1807. Selon Thomson, l'idée de Dalton lui est venue pour la première fois lors d'une expérience avec le « gaz oléfiant » ( éthylène ) et le « gaz hydrogène carburé » ( méthane ). Dalton a découvert que le « gaz hydrogène carburé » contient deux fois plus d'hydrogène par mesure de carbone que le « gaz oléfiant », et a conclu qu'une molécule de « gaz oléfiant » est constituée d'un atome de carbone et d'un atome d'hydrogène, et qu'une molécule de « gaz hydrogène carburé » est constituée d'un atome de carbone et de deux atomes d'hydrogène. En réalité, une molécule d'éthylène possède deux atomes de carbone et quatre atomes d' _hydrogène (C2H4 ₎ , et une molécule de méthane possède un atome de carbone et quatre atomes d'hydrogène (CH4 ₎ . Dans ce cas particulier, Dalton s'est trompé sur les formules de ces composés, et ce n'était pas sa seule erreur. Mais dans d'autres cas, il a eu raison sur les formules, comme dans les exemples suivants :

Exemple 1 — oxydes d'étain : Dalton a identifié deux types d' oxyde d'étain . L'un est une poudre grise que Dalton a appelée « le protoxyde d'étain », qui contient 88,1 % d'étain et 11,9 % d'oxygène. L'autre est une poudre blanche que Dalton a appelée « le deutoxyde d'étain », qui contient 78,7 % d'étain et 21,3 % d'oxygène. En ajustant ces chiffres, dans la poudre grise, il y a environ 13,5 g d'oxygène pour 100 g d'étain, et dans la poudre blanche, il y a environ 27 g d'oxygène pour 100 g d'étain. 13,5 et 27 forment un rapport de 1:2. Ces composés sont connus aujourd'hui sous le nom d'oxyde d'étain(II) (SnO) et d'oxyde d'étain(IV) (SnO2 ₎ . Dans la terminologie de Dalton, un « protoxyde » est une molécule contenant un seul atome d'oxygène, et une molécule de « deutoxyde » en contient deux. Les équivalents modernes de ses termes seraient monoxyde et dioxyde .

Exemple 2 — oxydes de fer : Dalton a identifié deux oxydes de fer. Il existe un type d'oxyde de fer qui est une poudre noire que Dalton a appelée « le protoxyde de fer », qui contient 78,1 % de fer et 21,9 % d'oxygène. L'autre oxyde de fer est une poudre rouge que Dalton a appelée « l'oxyde de fer intermédiaire ou rouge », qui contient 70,4 % de fer et 29,6 % d'oxygène. En ajustant ces chiffres, dans la poudre noire, il y a environ 28 g d'oxygène pour 100 g de fer, et dans la poudre rouge, il y a environ 42 g d'oxygène pour 100 g de fer. 28 et 42 forment un rapport de 2:3. Ces composés sontl'oxyde de fer(II) et l'oxyde de fer(III) et leurs formules sont respectivement Fe2O2 etFe2O3 ₍ la formule _de l' oxyde _{de fer} (II) est normalement écrite FeO, mais ici elle est écrite Fe2O2 _{pour la} contrasteravec l'autre oxyde). Dalton a décrit l'« oxyde intermédiaire » comme étant « 2 atomes de protoxyde et 1 d'oxygène », ce qui donne en moyenne deux atomes de fer et trois d'oxygène. Cela représente en moyenne un atome et demi d'oxygène pour chaque atome de fer, ce qui le place à mi-chemin entre un « protoxyde » et un « deutoxyde ».

Exemple 3 — oxydes d'azote : Dalton connaissait trois oxydes d'azote : « protoxyde d'azote », « gaz nitreux » et « acide nitrique ». Ces composés sont aujourd'hui connus sous les noms respectifs de protoxyde d'azote , d'oxyde nitrique et de dioxyde d'azote . « Protoxyde d'azote » contient 63,3 % d'azote et 36,7 % d'oxygène, ce qui signifie qu'il contient 80 g d'oxygène pour 140 g d'azote. « Gaz nitreux » contient 44,05 % d'azote et 55,95 % d'oxygène, ce qui signifie qu'il contient 160 g d'oxygène pour 140 g d'azote. « Acide nitrique » contient 29,5 % d'azote et 70,5 % d'oxygène, ce qui signifie qu'il contient 320 g d'oxygène pour 140 g d'azote. 80 g, 160 g et 320 g forment un rapport de 1:2:4. Les formules de ces composés sont N ₂ O, NO et NO ₂ .

Dalton a défini un atome comme étant la « particule ultime » d'une substance chimique, et il a utilisé le terme « atome composé » pour désigner les « particules ultimes » qui contiennent deux éléments ou plus. Cela est incompatible avec la définition moderne, selon laquelle un atome est la particule de base d'un élément chimique et une molécule est une agglomération d'atomes. Le terme « atome composé » était source de confusion pour certains contemporains de Dalton car le mot « atome » implique l'indivisibilité, mais il a répondu que si un « atome » de dioxyde de carbone est divisé, il cesse d'être du dioxyde de carbone. L'« atome » de dioxyde de carbone est indivisible dans le sens où il ne peut pas être divisé en particules de dioxyde de carbone plus petites.

Dalton a émis les hypothèses suivantes sur la façon dont les « atomes élémentaires » se combinaient pour former des « atomes composés » (ce que nous appelons aujourd'hui des molécules ). Lorsque deux éléments ne peuvent former qu'un seul composé, il a supposé qu'il s'agissait d'un atome de chacun, qu'il a appelé un « composé binaire ». Si deux éléments peuvent former deux composés, le premier composé est un composé binaire et le second est un « composé ternaire » constitué d'un atome du premier élément et de deux du second. Si deux éléments peuvent former trois composés entre eux, alors le troisième composé est un composé « quaternaire » contenant un atome du premier élément et trois du second. Dalton pensait que l'eau était un « composé binaire », c'est-à-dire un atome d'hydrogène et un atome d'oxygène. Dalton ne savait pas que dans leur état gazeux naturel, les particules ultimes d'oxygène, d'azote et d'hydrogène existent par paires (O ₂ , N ₂ et H ₂ ). Il n'était pas non plus au courant des valences. Ces propriétés des atomes ont été découvertes plus tard au XIXe siècle.

Comme les atomes étaient trop petits pour être pesés directement à l'aide des méthodes du XIXe siècle, Dalton exprima à la place le poids des innombrables atomes comme des multiples du poids de l'atome d'hydrogène, dont Dalton savait qu'il s'agissait de l'élément le plus léger. D'après ses mesures, 7 grammes d'oxygène se combinent avec 1 gramme d'hydrogène pour former 8 grammes d'eau sans rien laisser de côté, et en supposant qu'une molécule d'eau soit constituée d'un atome d'oxygène et d'un atome d'hydrogène, il conclut que le poids atomique de l'oxygène est de 7. En réalité, il est de 16. Outre la rudimentarité des outils de mesure du début du XIXe siècle, la principale raison de cette erreur était que Dalton ne savait pas que la molécule d'eau avait en fait deux atomes d'hydrogène, et non un. S'il l'avait su, il aurait doublé son estimation pour atteindre un chiffre plus précis de 14. Cette erreur fut corrigée en 1811 par Amedeo Avogadro . Avogadro a proposé que des volumes égaux de deux gaz quelconques, à température et pression égales, contiennent un nombre égal de molécules (en d'autres termes, la masse des particules d'un gaz n'affecte pas le volume qu'il occupe). L'hypothèse d'Avogadro, aujourd'hui généralement appelée loi d'Avogadro , a fourni une méthode pour déduire les poids relatifs des molécules d'éléments gazeux, car si l'hypothèse est correcte, les densités relatives des gaz indiquent directement les poids relatifs des particules qui composent les gaz. Cette façon de penser a conduit directement à une deuxième hypothèse : les particules de certains gaz élémentaires étaient des paires d'atomes, et lors de la réaction chimique, ces molécules se divisaient souvent en deux. Par exemple, le fait que deux litres d'hydrogène réagissent avec un seul litre d'oxygène pour produire deux litres de vapeur d'eau (à pression et température constantes) suggère qu'une seule molécule d'oxygène se divise en deux pour former deux molécules d'eau. La formule de l'eau est H2O _, pas HO. Avogadro a mesuré le poids atomique de l'oxygène à 15,074.

La théorie atomique de Dalton a suscité un grand intérêt, mais tout le monde ne l'a pas acceptée au début. Il a été démontré que la loi des proportions multiples n'était pas une loi universelle pour les substances organiques, dont les molécules peuvent être assez grandes. Par exemple, dans l'acide oléique, il y a 34 g d'hydrogène pour 216 g de carbone, et dans le méthane, il y a 72 g d'hydrogène pour 216 g de carbone. 34 et 72 forment un rapport de 17:36, qui n'est pas un rapport de petits nombres entiers. Nous savons maintenant que les substances à base de carbone peuvent avoir de très grosses molécules, plus grosses que celles que peuvent former les autres éléments. La formule de l'acide oléique est C ₁₈ H ₃₄ O ₂ et celle du méthane est CH ₄ . La loi des proportions multiples en elle-même n'était pas une preuve complète, et la théorie atomique n'a pas été universellement acceptée avant la fin du 19e siècle.

L'un des problèmes était le manque de nomenclature uniforme. Le mot « atome » impliquait l'indivisibilité, mais Dalton définissait un atome comme étant la particule ultime de toute substance chimique , pas seulement les éléments ou même la matière en soi. Cela signifiait que les « atomes composés » tels que le dioxyde de carbone pouvaient être divisés, par opposition aux « atomes élémentaires ». Dalton n'aimait pas le mot « molécule », le considérant comme « diminutif ». Amedeo Avogadro a fait le contraire : il a exclusivement utilisé le mot « molécule » dans ses écrits, évitant le mot « atome », utilisant à la place le terme « molécule élémentaire ». Jöns Jacob Berzelius a utilisé le terme « atomes organiques » pour désigner les particules contenant trois éléments ou plus, car il pensait que cela n'existait que dans les composés organiques. Jean-Baptiste Dumas a utilisé les termes « atomes physiques » et « atomes chimiques » ; un « atome physique » était une particule qui ne pouvait pas être divisée par des moyens physiques tels que la température et la pression, et un « atome chimique » était une particule qui ne pouvait pas être divisée par des réactions chimiques.

Les définitions modernes de l'atome et de la molécule (un atome étant la particule de base d'un élément et une molécule étant une agglomération d'atomes) ont été établies à la fin du XIXe siècle. L'un des événements clés fut le congrès de Karlsruhe en Allemagne en 1860. En tant que premier congrès international de chimistes, son objectif était d'établir des normes au sein de la communauté. L'un des principaux partisans de la distinction moderne entre atomes et molécules était Stanislao Cannizzaro .

Les diverses quantités d'un élément particulier entrant dans la constitution de différentes molécules sont des multiples entiers d'une quantité fondamentale qui se manifeste toujours comme une entité indivisible et qui doit être proprement nommée atome.

—  Stanislao Cannizzaro , 1860

Cannizzaro a critiqué les chimistes du passé, comme Berzelius, pour ne pas avoir accepté que les particules de certains éléments gazeux soient en réalité des paires d'atomes, ce qui a conduit à des erreurs dans la formulation de certains composés. Berzelius pensait que les particules d'hydrogène gazeux et de chlore gazeux étaient des atomes solitaires. Mais il a observé que lorsqu'un litre d'hydrogène réagit avec un litre de chlore, ils forment deux litres de chlorure d'hydrogène au lieu d'un. Berzelius a décidé que la loi d'Avogadro ne s'appliquait pas aux composés. Cannizzaro a prêché que si les scientifiques acceptaient simplement l'existence de molécules à un seul élément, de telles divergences dans leurs découvertes seraient facilement résolues. Mais Berzelius n'avait même pas de mot pour cela. Berzelius a utilisé le terme « atome élémentaire » pour une particule de gaz qui ne contenait qu'un seul élément et « atome composé » pour les particules qui contenaient deux éléments ou plus, mais rien ne permettait de distinguer H2 _de H2 puisque Berzelius ne croyait pas en _H2 . Cannizzaro a donc appelé à une redéfinition afin que les scientifiques puissent comprendre qu’une molécule d’hydrogène peut se diviser en deux atomes au cours d’une réaction chimique.

Une deuxième objection à la théorie atomique était d'ordre philosophique. Les scientifiques du XIXe siècle n'avaient aucun moyen d'observer directement les atomes. Ils en déduisaient l'existence par des observations indirectes, comme la loi des proportions multiples de Dalton. Certains scientifiques, notamment ceux qui appartenaient à l'école du positivisme , soutenaient que les scientifiques ne devaient pas tenter de déduire la réalité profonde de l'univers, mais seulement systématiser les modèles qu'ils pouvaient observer directement. Les anti-atomistes soutenaient que si les atomes pouvaient être une abstraction utile pour prédire la réaction des éléments, ils ne reflétaient pas la réalité concrète.

Ces scientifiques étaient parfois appelés « équivalentistes », car ils préféraient la théorie des poids équivalents , qui est une généralisation de la loi de Proust sur les proportions définies. Par exemple, 1 gramme d'hydrogène se combine avec 8 grammes d'oxygène pour former 9 grammes d'eau, donc le « poids équivalent » de l'oxygène est de 8 grammes. Cette position a finalement été renversée par deux avancées importantes qui se sont produites plus tard au XIXe siècle : le développement du tableau périodique et la découverte que les molécules ont une architecture interne qui détermine leurs propriétés.

Les scientifiques ont découvert que certaines substances avaient exactement la même composition chimique mais des propriétés différentes. Par exemple, en 1827, Friedrich Wöhler a découvert que le fulminate d'argent et le cyanate d'argent étaient tous deux composés de 107 parties d'argent, 12 parties de carbone, 14 parties d'azote et 16 parties d'oxygène (nous connaissons maintenant leurs formules sous le nom d'AgCNO). En 1830, Jöns Jacob Berzelius a introduit le terme d'isomérie pour décrire le phénomène. En 1860, Louis Pasteur a émis l'hypothèse que les molécules d'isomères pourraient avoir le même ensemble d'atomes mais dans des arrangements différents.

En 1874, Jacobus Henricus van 't Hoff a proposé que l'atome de carbone se lie à d'autres atomes dans un arrangement tétraédrique. À partir de là, il a expliqué les structures des molécules organiques de telle manière qu'il pouvait prédire combien d'isomères un composé pouvait avoir. Prenons par exemple le pentane (C ₅ H ₁₂ ). Selon la méthode de modélisation des molécules de van 't Hoff, il existe trois configurations possibles pour le pentane, et les scientifiques ont fini par découvrir trois et seulement trois isomères du pentane.

L'isomérie n'était pas quelque chose qui pouvait être entièrement expliqué par des théories alternatives à la théorie atomique, telles que la théorie radicale et la théorie des types.

Dmitri Mendeleïev a remarqué que lorsqu'il rangeait les éléments en fonction de leur poids atomique, il y avait une certaine périodicité entre eux. Par exemple, le deuxième élément, le lithium , avait des propriétés similaires au neuvième élément, le sodium , et au seizième élément, le potassium — une période de sept. De même, le béryllium , le magnésium et le calcium étaient similaires et tous étaient à sept places les uns des autres sur le tableau de Mendeleïev. En utilisant ces modèles, Mendeleïev a prédit l'existence et les propriétés de nouveaux éléments, qui ont été découverts plus tard dans la nature : le scandium , le gallium et le germanium . De plus, le tableau périodique pouvait prédire le nombre d'atomes d'autres éléments avec lesquels un atome pouvait se lier — par exemple, le germanium et le carbone sont dans le même groupe sur le tableau et leurs atomes se combinent tous deux avec deux atomes d'oxygène chacun (GeO ₂ et CO ₂ ). Mendeleïev a découvert que ces modèles validaient la théorie atomique car ils montraient que les éléments pouvaient être classés en fonction de leur poids atomique. L'insertion d'un nouvel élément au milieu d'une période briserait le parallèle entre cette période et la suivante et violerait également la loi des proportions multiples de Dalton.

Les éléments du tableau périodique étaient à l'origine classés par ordre croissant de poids atomique. Cependant, à plusieurs endroits, les chimistes ont choisi d'échanger les positions de certains éléments adjacents afin qu'ils apparaissent dans un groupe avec d'autres éléments ayant des propriétés similaires. Par exemple, le tellure est placé avant l'iode , même si le tellure est plus lourd (127,6 contre 126,9), de sorte que l'iode peut être dans la même colonne que les autres halogènes . Le tableau périodique moderne est basé sur le numéro atomique , qui est équivalent à la charge nucléaire, un changement a dû attendre la découverte du noyau. De plus, une ligne entière du tableau n'était pas affichée car les gaz nobles n'avaient pas été découverts lorsque Mendeleïev a conçu son tableau.

En 1738, le physicien et mathématicien suisse Daniel Bernoulli postula que la pression des gaz et la chaleur étaient toutes deux causées par le mouvement sous-jacent des particules. Grâce à son modèle, il put prédire la loi des gaz parfaits à température constante et suggéra que la température était proportionnelle à la vitesse des particules. Ces résultats furent largement ignorés pendant un siècle.

James Clerk Maxwell , un fervent partisan de l'atomisme, a relancé la théorie cinétique en 1860 et 1867. Son idée clé était que la vitesse des particules dans un gaz varierait autour d'une valeur moyenne, introduisant le concept de fonction de distribution. Ludwig Boltzmann et Rudolf Clausius ont élargi ses travaux sur les gaz et les lois de la thermodynamique, en particulier la deuxième loi relative à l'entropie. Dans les années 1870, Josiah Willard Gibbs a étendu les lois de l'entropie et de la thermodynamique et a inventé le terme de « mécanique statistique ».

Boltzmann a défendu l'hypothèse atomiste contre les principaux détracteurs de l'époque comme Ernst Mach ou les énergéticiens comme Wilhelm Ostwald , qui considéraient que l'énergie était la quantité élémentaire de la réalité.

Au début du XXe siècle, Albert Einstein a réinventé de manière indépendante les lois de Gibbs, car elles n'avaient été publiées que dans un journal américain obscur. Einstein a déclaré plus tard que s'il avait eu connaissance des travaux de Gibbs, il « n'aurait pas publié ces articles du tout, mais se serait limité au traitement de quelques points [qui étaient distincts] ». Toute la mécanique statistique et les lois de la chaleur, des gaz et de l'entropie ont pris l'existence des atomes comme un postulat nécessaire.

En 1827, le botaniste britannique Robert Brown a observé que les particules de poussière à l'intérieur des grains de pollen flottant dans l'eau bougeaient constamment sans raison apparente. En 1905, Einstein a émis l'hypothèse que ce mouvement brownien était causé par les molécules d'eau qui secouaient continuellement les grains, et a développé un modèle mathématique pour le décrire. Ce modèle a été validé expérimentalement en 1908 par le physicien français Jean Perrin , qui a utilisé les équations d'Einstein pour mesurer la taille des atomes.

Les atomes étaient considérés comme la plus petite division possible de la matière jusqu'en 1899, lorsque JJ Thomson a découvert l' électron grâce à ses travaux sur les rayons cathodiques .

Un tube de Crookes est un récipient en verre scellé dans lequel deux électrodes sont séparées par un vide. Lorsqu'une tension est appliquée aux électrodes, des rayons cathodiques sont générés, créant une tache lumineuse là où ils frappent le verre à l'extrémité opposée du tube. Grâce à des expériences, Thomson a découvert que les rayons pouvaient être déviés par des champs électriques et des champs magnétiques , ce qui signifie que ces rayons n'étaient pas une forme de lumière mais étaient composés de particules chargées très légères, et que leur charge était négative. Thomson a appelé ces particules des « corpuscules ». Il a mesuré que leur rapport masse/charge était de plusieurs ordres de grandeur inférieur à celui de l'atome d'hydrogène, le plus petit atome. Ce rapport était le même quelle que soit la composition des électrodes et la nature du gaz trace dans le tube.

Contrairement à ces corpuscules, les ions positifs créés par électrolyse ou rayonnement X avaient des rapports masse/charge qui variaient en fonction du matériau des électrodes et du type de gaz dans la chambre de réaction, indiquant qu'il s'agissait de différents types de particules.

En 1898, Thomson a mesuré la charge des ions à environ 6 × 10 ^-10 unités électrostatiques (2 × 10 ^-19 Coulombs). En 1899, il a montré que l'électricité négative créée par la lumière ultraviolette atterrissant sur un métal (connu maintenant sous le nom d' effet photoélectrique ) a le même rapport masse/charge que les rayons cathodiques ; il a ensuite appliqué sa méthode précédente pour déterminer la charge des ions aux particules électriques négatives créées par la lumière ultraviolette. Par cette combinaison, il a montré que la masse de l'électron était 0,0014 fois celle des ions hydrogène. Ces « corpuscules » étaient si légers mais portaient tellement de charge que Thomson a conclu qu'ils devaient être les particules de base de l'électricité, et pour cette raison d'autres scientifiques ont décidé que ces « corpuscules » devraient plutôt être appelés électrons suite à une suggestion de 1894 de George Johnstone Stoney pour nommer l'unité de base de la charge électrique.

En 1904, Thomson publia un article décrivant un nouveau modèle de l'atome. Les électrons résident dans les atomes et se transplantent d'un atome à l'autre dans une chaîne sous l'action d'un courant électrique. Lorsque les électrons ne circulent pas, leur charge négative doit logiquement être équilibrée par une source de charge positive à l'intérieur de l'atome afin de rendre l'atome électriquement neutre. N'ayant aucune idée de la source de cette charge positive, Thomson proposa provisoirement que la charge positive soit partout dans l'atome, l'atome ayant la forme d'une sphère - c'était le modèle mathématique le plus simple pour correspondre aux preuves disponibles (ou à leur absence). L'équilibre des forces électrostatiques répartirait les électrons dans cette sphère d'une manière plus ou moins uniforme. Thomson expliqua en outre que les ions sont des atomes qui ont un surplus ou une pénurie d'électrons.

Le modèle de Thomson est connu sous le nom de modèle du plum pudding , basé sur l'idée que les électrons sont distribués dans toute la sphère de charge positive avec la même densité que les raisins secs dans un plum pudding . Ni Thomson ni ses collègues n'ont jamais utilisé cette analogie. Il semble qu'il s'agisse d'une idée préconçue d'écrivains scientifiques populaires. L'analogie suggère que la sphère positive est comme un solide, mais Thomson l'a comparé à un liquide, car il a proposé que les électrons se déplacent à l'intérieur selon des schémas régis par les forces électrostatiques. Plus précisément, l'électrification positive dans le modèle de Thomson était une abstraction, il ne proposait rien de concret comme une particule. Le modèle de Thomson était incomplet, il ne pouvait prédire aucune des propriétés connues de l'atome telles que les spectres d'émission ou les valences.

En 1906, Robert A. Millikan et Harvey Fletcher ont réalisé l' expérience de la goutte d'huile dans laquelle ils ont mesuré la charge d'un électron à environ -1,6 × 10 ^-19 , une valeur désormais définie comme -1 e . Étant donné que l'ion hydrogène et l'électron étaient connus pour être indivisibles et qu'un atome d'hydrogène est neutre en charge, il s'ensuivait que la charge positive de l'hydrogène était égale à cette valeur, soit 1 e .

Le modèle du plum pudding de Thomson a été contesté en 1911 par l'un de ses anciens étudiants, Ernest Rutherford , qui a présenté un nouveau modèle pour expliquer de nouvelles données expérimentales. Le nouveau modèle proposait un centre de charge et de masse concentré qui a été plus tard surnommé le noyau atomique .

Ernest Rutherford et ses collègues Hans Geiger et Ernest Marsden ont commencé à douter du modèle de Thomson après avoir rencontré des difficultés lorsqu'ils ont essayé de construire un instrument pour mesurer le rapport charge/masse des particules alpha (il s'agit de particules chargées positivement émises par certaines substances radioactives comme le radium ). Les particules alpha étaient dispersées par l'air dans la chambre de détection, ce qui rendait les mesures peu fiables. Thomson avait rencontré un problème similaire dans ses travaux sur les rayons cathodiques, qu'il avait résolu en créant un vide presque parfait dans ses instruments. Rutherford ne pensait pas qu'il rencontrerait le même problème car les particules alpha ont généralement beaucoup plus d'impulsion que les électrons. Selon le modèle de l'atome de Thomson, la charge positive de l'atome n'est pas suffisamment concentrée pour produire un champ électrique suffisamment puissant pour dévier une particule alpha. Pourtant, il y avait une diffusion, donc Rutherford et ses collègues ont décidé d'étudier cette diffusion avec soin.

Entre 1908 et 1913, Rutherford et ses collègues ont réalisé une série d'expériences dans lesquelles ils ont bombardé de fines feuilles de métal avec un faisceau de particules alpha. Ils ont repéré des particules alpha déviées selon des angles supérieurs à 90°. Selon le modèle de Thomson, toutes les particules alpha auraient dû passer à travers avec une déviation négligeable. Rutherford en a déduit que la charge positive de l'atome n'est pas distribuée dans tout le volume de l'atome comme le pensait Thomson, mais est concentrée dans un minuscule noyau au centre. Ce noyau porte également la majeure partie de la masse de l'atome. Seule une concentration de charge aussi intense, ancrée par sa masse élevée, pourrait produire un champ électrique suffisamment puissant pour dévier les particules alpha comme observé. Le modèle de Rutherford, soutenu principalement par des données de diffusion inconnues de nombreux scientifiques, n'a pas été adopté jusqu'à ce que Niels Bohr rejoigne le laboratoire de Rutherford et développe un nouveau modèle pour les électrons.

Le modèle de Rutherford prévoyait que la diffusion des particules alpha serait proportionnelle au carré de la charge atomique. Geiger et Marsden ont basé leur analyse sur la fixation de la charge à la moitié du poids atomique du matériau de la feuille (or, aluminium, etc.). Le physicien amateur Antonius van den Broek a noté qu'il existait une relation plus précise entre la charge et la séquence numérique de l'élément dans l'ordre des poids atomiques. Le numéro de séquence est devenu le numéro atomique et il a remplacé le poids atomique dans l'organisation du tableau périodique .

Rutherford a déduit l'existence du noyau atomique grâce à ses expériences, mais il n'a rien dit sur la façon dont les électrons étaient disposés autour de lui. En 1912, Niels Bohr a rejoint le laboratoire de Rutherford et a commencé ses travaux sur un modèle quantique de l'atome.

Max Planck en 1900 et Albert Einstein en 1905 avaient postulé que l'énergie lumineuse est émise ou absorbée en quantités discrètes appelées quanta (au singulier, quantique ). Cela a conduit à une série de modèles atomiques avec certains aspects quantiques, comme celui d' Arthur Erich Haas en 1910 et le modèle atomique de John William Nicholson de 1912 avec un moment angulaire quantifié comme h /2 π . La structure dynamique de ces modèles était encore classique, mais en 1913, Bohr abandonna l'approche classique. Il a commencé son modèle de Bohr de l'atome avec une hypothèse quantique : un électron ne pouvait orbiter autour du noyau que sur des orbites circulaires particulières avec un moment angulaire et une énergie fixes, sa distance au noyau (c'est-à-dire leurs rayons) étant proportionnelle à son énergie. Selon ce modèle, un électron ne pouvait pas perdre d'énergie de manière continue ; au lieu de cela, il ne pouvait que faire des « sauts quantiques » instantanés entre les niveaux d'énergie fixes . Lorsque cela se produisait, la lumière était émise ou absorbée à une fréquence proportionnelle au changement d'énergie (d'où l'absorption et l'émission de lumière dans des spectres discrets).

Dans une trilogie d'articles, Bohr a décrit et appliqué son modèle pour dériver la série de lignes de Balmer dans le spectre atomique de l'hydrogène et le spectre associé de He ⁺ . Il a également utilisé le modèle pour décrire la structure du tableau périodique et les aspects de la liaison chimique. Ensemble, ces résultats ont conduit à ce que le modèle de Bohr soit largement accepté à la fin de 1915.

Le modèle de Bohr n'était pas parfait. Il ne pouvait prédire que les lignes spectrales de l'hydrogène, pas celles des atomes multiélectroniques. Pire encore, il ne pouvait même pas rendre compte de toutes les caractéristiques du spectre de l'hydrogène : à mesure que la technologie spectrographique s'améliorait, on découvrit que l'application d'un champ magnétique provoquait une multiplication des lignes spectrales d'une manière que le modèle de Bohr ne pouvait pas expliquer. En 1916, Arnold Sommerfeld ajouta des orbites elliptiques au modèle de Bohr pour expliquer les lignes d'émission supplémentaires, mais cela rendit le modèle très difficile à utiliser, et il ne pouvait toujours pas expliquer les atomes plus complexes.

En 1913, alors qu'il expérimentait les produits de la désintégration radioactive , le radiochimiste Frederick Soddy a découvert qu'il semblait exister plus d'une variété de certains éléments. Le terme isotope a été inventé par Margaret Todd comme un nom approprié pour ces variétés.

Cette même année, J.J. Thomson a mené une expérience dans laquelle il a canalisé un flux d' ions néon à travers des champs magnétiques et électriques, frappant une plaque photographique à l'autre extrémité. Il a observé deux taches lumineuses sur la plaque, ce qui suggérait deux trajectoires de déviation différentes. Thomson a conclu que cela était dû au fait que certains des ions néon avaient une masse différente. La nature de cette différence de masse serait plus tard expliquée par la découverte des neutrons en 1932 : tous les atomes d'un même élément contiennent le même nombre de protons, tandis que différents isotopes ont un nombre différent de neutrons.

En 1815, William Prout a observé que les poids atomiques des éléments connus étaient des multiples de celui de l'hydrogène. Il a donc émis l'hypothèse que tous les atomes étaient des agglomérats d'hydrogène, une particule qu'il a surnommée « le protyle ». L'hypothèse de Prout a été mise en doute lorsque certains éléments se sont révélés déviants de ce modèle (par exemple, les atomes de chlore pèsent en moyenne 35,45 daltons ), mais lorsque les isotopes ont été découverts en 1913, l'observation de Prout a suscité un regain d'intérêt.

En 1898, JJ Thomson a découvert que la charge positive d'un ion hydrogène était égale à la charge négative d'un seul électron.

Dans un article d'avril 1911 concernant ses études sur la diffusion des particules alpha , Ernest Rutherford a estimé que la charge d'un noyau atomique, exprimée comme un multiplicateur de la charge nucléaire de l'hydrogène ( q _e ), est environ la moitié du poids atomique de l'atome .

En juin 1911, Van den Broek a noté que dans le tableau périodique , le poids atomique de chaque élément chimique successif augmentait en moyenne de 2, ce qui suggérait à son tour que la charge nucléaire de chaque élément successif augmentait de 1 q _e . En 1913, van den Broek a en outre proposé que la charge électrique du noyau d'un atome, exprimée comme un multiplicateur de la charge élémentaire , soit égale à la position séquentielle de l'élément dans le tableau périodique. Rutherford a défini cette position comme étant le numéro atomique de l'élément .

En 1913, Henry Moseley a mesuré les émissions de rayons X de tous les éléments du tableau périodique et a découvert que la fréquence des émissions de rayons X était une fonction mathématique du numéro atomique de l'élément et de la charge d'un noyau d'hydrogène .

En 1917, Rutherford a bombardé de l'azote gazeux avec des particules alpha et a observé que des ions hydrogène étaient émis par le gaz. Rutherford a conclu que les particules alpha frappaient les noyaux des atomes d'azote, provoquant la séparation des ions hydrogène.

Ces observations ont conduit Rutherford à conclure que le noyau d'hydrogène était une particule singulière avec une charge positive égale à celle de l'électron. Le nom de « proton » a été suggéré par Rutherford lors d'une réunion informelle de collègues physiciens à Cardiff en 1920.

Le nombre de charge d'un noyau atomique s'est avéré être égal à la position ordinale de l'élément dans le tableau périodique. Le nombre de charge nucléaire a donc fourni un moyen simple et clair de distinguer les éléments chimiques les uns des autres, contrairement à la définition classique de Lavoisier selon laquelle un élément chimique est une substance qui ne peut pas être décomposée en substances plus simples par des réactions chimiques. Le nombre de charge ou le nombre de protons a ensuite été appelé le numéro atomique de l'élément. En 1923, le Comité international des éléments chimiques a officiellement déclaré que le numéro atomique était la qualité distinctive d'un élément chimique.

Dans les années 1920, certains auteurs ont défini le numéro atomique comme étant le nombre de « protons en excès » dans un noyau. Avant la découverte du neutron , les scientifiques pensaient que le noyau atomique contenait un certain nombre d'« électrons nucléaires » qui annulaient la charge positive de certains de ses protons. Cela expliquait pourquoi les poids atomiques de la plupart des atomes étaient supérieurs à leur numéro atomique. L'hélium, par exemple, était censé avoir quatre protons et deux électrons nucléaires dans le noyau, laissant deux protons en excès et une charge nucléaire nette de 2+. Après la découverte du neutron, les scientifiques ont réalisé que le noyau d'hélium contenait en fait deux protons et deux neutrons.

Les physiciens des années 1920 pensaient que le noyau atomique contenait des protons ainsi qu'un certain nombre d'« électrons nucléaires » qui réduisaient la charge globale. Ces « électrons nucléaires » étaient distincts des électrons qui gravitaient autour du noyau. Cette hypothèse erronée aurait expliqué pourquoi les numéros atomiques des éléments étaient inférieurs à leurs poids atomiques et pourquoi les éléments radioactifs émettaient des électrons ( rayonnement bêta ) lors du processus de désintégration nucléaire. Rutherford a même émis l'hypothèse qu'un proton et un électron pouvaient se lier étroitement pour former un « doublet neutre ». Rutherford a écrit que l'existence de tels « doublets neutres » se déplaçant librement dans l'espace fournirait une explication plus plausible de la façon dont les éléments plus lourds auraient pu se former dans la genèse de l'Univers, étant donné qu'il est difficile pour un proton isolé de fusionner avec un gros noyau atomique en raison du champ électrique répulsif.

En 1928, Walter Bothe observa que le béryllium émettait un rayonnement électriquement neutre et très pénétrant lorsqu'il était bombardé de particules alpha. On découvrit plus tard que ce rayonnement pouvait faire tomber des atomes d'hydrogène dans la paraffine . On pensa d'abord qu'il s'agissait d' un rayonnement gamma de haute énergie , car le rayonnement gamma avait un effet similaire sur les électrons des métaux, mais James Chadwick découvrit que l' effet d'ionisation était trop fort pour être dû au rayonnement électromagnétique, tant que l'énergie et l'impulsion étaient conservées dans l'interaction. En 1932, Chadwick exposa divers éléments, tels que l'hydrogène et l'azote, au mystérieux « rayonnement du béryllium », et en mesurant les énergies des particules chargées en recul, il en déduisit que le rayonnement était en fait composé de particules électriquement neutres qui ne pouvaient pas être sans masse comme le rayon gamma, mais devaient au contraire avoir une masse similaire à celle d'un proton. Chadwick a appelé cette nouvelle particule « le neutron » et pensait qu'il s'agissait d'un proton et d'un électron fusionnés parce que le neutron avait à peu près la même masse qu'un proton et que la masse d'un électron était négligeable en comparaison. Les neutrons ne sont en fait pas une fusion d'un proton et d'un électron.

En 1924, Louis de Broglie a proposé que toutes les particules, en particulier les particules subatomiques comme les électrons, aient une onde associée. Erwin Schrödinger , fasciné par cette idée, a développé une équation qui décrit un électron comme une fonction d'onde au lieu d'un point. Cette approche prédit de nombreux phénomènes spectraux que le modèle de Bohr n'a pas réussi à expliquer, mais elle était difficile à visualiser et a rencontré de l'opposition. L'un de ses critiques, Max Born , a proposé à la place que la fonction d'onde de Schrödinger ne décrivait pas l'étendue physique d'un électron (comme une distribution de charge dans l'électromagnétisme classique), mais donnait plutôt la probabilité qu'un électron, une fois mesuré, se trouve à un point particulier. Cela a réconcilié les idées d'électrons ondulatoires et particulaires : le comportement d'un électron, ou de toute autre entité subatomique, a à la fois des aspects ondulatoires et particulaires , et le fait qu'un aspect ou l'autre soit observé dépend de l'expérience.

Le fait de décrire les particules comme des formes d'onde plutôt que comme des points a pour conséquence qu'il est mathématiquement impossible de calculer avec précision à la fois la position et l'impulsion d'une particule à un instant donné. Ce principe est connu sous le nom de principe d'incertitude , un concept introduit pour la première fois par Werner Heisenberg en 1927.

Le modèle ondulatoire de Schrödinger pour l'hydrogène a remplacé le modèle de Bohr, avec ses orbites circulaires bien définies. Le modèle moderne de l'atome décrit les positions des électrons dans un atome en termes de probabilités. Un électron peut potentiellement être trouvé à n'importe quelle distance du noyau, mais, en fonction de son niveau d'énergie et de son moment angulaire , il existe plus fréquemment dans certaines régions autour du noyau que d'autres ; ce modèle est appelé son orbitale atomique . Les orbitales se présentent sous une variété de formes — sphère , haltère , tore , etc. — avec le noyau au milieu. Les formes des orbitales atomiques sont trouvées en résolvant l'équation de Schrödinger. Les solutions analytiques de l'équation de Schrödinger sont connues pour très peu d'hamiltoniens modèles relativement simples, notamment l' atome d'hydrogène et l' ion moléculaire d'hydrogène . En commençant par l' atome d'hélium — qui ne contient que deux électrons — des méthodes numériques sont utilisées pour résoudre l'équation de Schrödinger.

Qualitativement, la forme des orbitales atomiques des atomes multiélectroniques ressemble aux états de l'atome d'hydrogène. Le principe de Pauli exige que ces électrons soient répartis dans les orbitales atomiques de telle sorte qu'au plus deux électrons soient assignés à une orbitale quelconque ; cette exigence affecte profondément les propriétés atomiques et, en fin de compte, la liaison des atomes en molécules.