Atomes : structure de l’atome avec un modèle 3D vivant

Pourrait-on couper sans fin ?

Imaginez que vous coupiez un caillou en deux, puis encore en deux, et encore et encore. Arriveriez-vous à un morceau que l’on ne peut plus couper ? Vers 400 av. J.-C., le penseur grec Démocrite a répondu que oui. Il a appelé atomos, c’est-à-dire insécable, la dernière pièce, et il imaginait des atomes de formes variées qui se déplacent dans le vide. Il n’avait aucun instrument : c’était une idée, pas une mesure. D’autres penseurs, Aristote parmi eux, préféraient croire que la matière est continue jusqu’au bout, et pendant environ deux mille ans, ce point de vue l’a presque toujours emporté. Regardez l’image : un bloc se divise et se divise jusqu’à ce qu’il ne reste qu’un grain.

Dalton et les atomes d’un élément

En 1808, l’enseignant anglais John Dalton a fait de la vieille idée une science. Les éléments, proposait-il, sont faits d’atomes, tous les atomes d’un même élément sont identiques, alors que les atomes d’éléments différents diffèrent, surtout par leur masse. Les composés se forment quand des atomes d’éléments différents s’associent dans des rapports fixes de nombres entiers. Cela expliquait pourquoi l’eau contient toujours la même part d’hydrogène et d’oxygène. Nous savons aujourd’hui que les atomes d’un même élément peuvent différer un peu par leur masse, et que l’on peut diviser les atomes. Pourtant, la chimie comme art de compter et de réarranger des atomes est exactement la façon dont s’écrit chaque équation de ce manuel.

La découverte de l’électron

En 1897, J. J. Thomson a étudié des rayons dans un tube de verre et trouvé des particules environ deux mille fois plus légères que l’atome le plus léger. Elles portaient une charge négative. Il venait de découvrir l’électron, la première pièce à l’intérieur de l’atome. Son modèle imaginait une boule molle de charge positive parsemée d’électrons, comme des raisins dans un pudding, et il a duré quatorze ans. Notez ce qu’il prédit : si la charge positive est répartie uniformément, une particule rapide et lourde lancée sur une feuille mince devrait la traverser de part en part avec une toute petite déviation. Gardez cette prédiction en tête pour le bloc suivant.

La feuille d’or de Rutherford

En 1909, Hans Geiger et Ernest Marsden, dans le laboratoire d’Ernest Rutherford à Manchester, ont tiré des particules alpha sur une feuille d’or extrêmement mince. Presque toutes l’ont traversée tout droit. Mais environ une sur huit mille a rebondi vers l’arrière, ce que Rutherford décrira plus tard comme presque aussi incroyable qu’un énorme obus rebondissant sur du papier de soie. En 1911, il l’a expliqué : presque toute la masse et toute la charge positive se trouvent dans un noyau minuscule, et le reste de l’atome est surtout du vide contenant de légers électrons. Le noyau est environ 100 000 fois plus étroit que l’atome. À l’échelle, si l’atome était un stade, son noyau serait un grain de sable au centre.

Les couches de Bohr

En 1913, le physicien danois Niels Bohr a placé les électrons sur des niveaux fixes autour du noyau, comme des étagères, et montré que cela explique les couleurs émises par les atomes chauffés. Chaque couche accueille un nombre limité d’électrons. La première en prend 2, la deuxième 8 et, pour les dix-huit premiers éléments, la troisième se remplit jusqu’à 8. Prenez le sodium, avec 11 électrons : 2 sur la première couche, 8 sur la deuxième et un seul, solitaire, sur la troisième. Cet électron externe isolé explique pourquoi le sodium réagit si volontiers. Sur l’image, regardez un électron sauter d’une couche à l’autre quand il absorbe ou émet de la lumière.

Des nuages, pas des orbites

Les cercles de Bohr fonctionnaient bien pour l’hydrogène mais échouaient pour les atomes plus gros. En 1925 et 1926, Werner Heisenberg et Erwin Schrödinger ont remplacé les orbites par des orbitales : des régions où l’on a de bonnes chances de trouver un électron. Un électron n’est pas une minuscule planète. Il se comporte plutôt comme une onde de probabilité, si bien que l’atome ressemble à un nuage flou autour du noyau. Les couches survivent comme une façon commode de tenir les comptes. L’image montre maintenant le nuage sous la forme de milliers de points pâles qui s’épaississent là où l’électron est le plus probable, autour d’un noyau si petit qu’il faut grossir cent mille fois pour le voir.

Construisez un atome

À vous maintenant de construire le vôtre. Sous l’image, ajoutez ou retirez des protons, des neutrons et des électrons et regardez l’étiquette changer. Le nombre de protons, le numéro atomique Z, décide de l’élément : 6 protons, c’est toujours du carbone, et 8, toujours de l’oxygène. Le nombre de masse A est la somme des protons et des neutrons, et la charge est protons moins électrons. Exemple résolu : 11 protons, 12 neutrons et 10 électrons donnent du sodium 23, avec A = 11 + 12 = 23 et une charge de 11 − 10 = +1, notée Na⁺. Ne changez que les neutrons et vous obtenez un autre isotope du même élément. Un mélange déséquilibré de neutrons et de protons laisse penser que le noyau est instable et peut se désintégrer.

Les atomes : les plus petites pièces