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7.5: Le modèle de Bohr
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MATIÈRES

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Chemistry

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The Bohr Model
 
TRANSCRIPTION

7.5: Le modèle de Bohr

Après les travaux d'Ernest Rutherford et de ses collègues au début du XXe siècle, l'image des atomes composés de minuscules noyaux denses entourés d'électrons plus légers et encore plus minuscules se déplaçant continuellement autour du noyau était bien établie. Cette image était appelée le modèle planétaire puisqu'elle représentait l'atome comme un “ système solaire ” miniature avec les électrons en orbite autour du noyau comme des planètes en orbite autour du soleil. L'atome le plus simple est l'hydrogène, composé d'un seul proton comme noyau autour duquel se déplace un électron unique. La force électrostatique qui attire l'électron vers le proton dépend seulement de la distance entre les deux particules. Cette description de mécanique classique concernant l'atome est incomplète, cependant, car un électron se déplaçant suivant une orbite elliptique serait en accélération (en changeant de direction) et, selon l'électromagnétisme classique, il devrait émettre continuellement un rayonnement électromagnétique. Cette perte en énergie de l'orbitale devrait conduire à une diminution continue de l'orbite de l'électron jusqu'à ce qu'il s'enfonce dans le noyau, ce qui impliquerait que les atomes soient intrinsèquement instables.

En 1913, Niels Bohr a tenté de résoudre le paradoxe atomique en ignorant la prédiction de l'électromagnétisme classique selon laquelle l'électron en orbite dans l'hydrogène émettait continuellement de la lumière. Au lieu de cela, il a incorporé la description de la mécanique classique de l'atome : les idées de quantification de Planck et la constatation d'Einstein selon laquelle la lumière se compose de photons dont l'énergie est proportionnelle à leur fréquence. Bohr a supposé que l'électron orbitant autour du noyau n'émettait normalement aucun rayonnement (l'hypothèse de l'état stationnaire), mais il émettrait ou absorberait un photon s'il se déplaçait vers une autre orbite. L'énergie absorbée ou émise refléterait des différences entre les énergies des orbitales selon cette équation :

Eq1

Ici, h est la constante de Planck et Ei et Ef sont respectivement les énergies des orbitales initiales et finales. La valeur absolue de la différence d'énergie est utilisée car les fréquences et les longueurs d'onde sont toujours positives. Au lieu de permettre des valeurs continues d'énergie, Bohr a supposé que les énergies de ces orbitales électroniques étaient quantifiées.

Eq2

Dans cette expression, k est une constante comprenant des constantes fondamentales telles que la masse et la charge de l'électron ainsi que la constante de Planck. L'insertion de l'expression pour les énergies des orbites dans l'équation de ΔE donne

Eq3

Une des lois fondamentales de la physique est que la matière est plus stable lorsqu'elle a la plus faible énergie possible. Ainsi, l'électron dans un atome d'hydrogène se déplace généralement dans l'orbite n = 1, l'orbite dans laquelle il a l'énergie la plus faible. Lorsque l'électron est dans cette orbite d'énergie la plus faible, on dit que l'atome est dans son état électronique fondamental (ou simplement dans l'état fondamental). Si l'atome reçoit de l'énergie d'une source extérieure, il est possible que l'électron se déplace vers une orbite avec une valeur n plus élevée et l'atome est maintenant dans un état électronique excité (ou simplement un état excité) avec une énergie plus élevée. Lorsqu'une transition électronique se produit d'un état excité (orbite d'énergie plus élevée) à un état moins excité, ou à l'état fondamental, la différence d'énergie est émise sous forme de photon. De même, si un photon est absorbé par un atome, l'énergie du photon déplace un électron d'une orbite d'énergie inférieure à une orbite plus excitée. Nous pouvons relier l'énergie des électrons dans les atomes à ce que nous avons appris précédemment sur l'énergie. La loi de la conservation de l'énergie dit que nous ne pouvons ni créer ni détruire l'énergie. Ainsi, si une certaine quantité d'énergie externe est nécessaire pour exciter un électron d'un niveau d'énergie à un autre, cette même quantité d'énergie sera libérée lorsque l'électron reviendra à son état initial.

Comme le modèle de Bohr ne comprenait qu’un seul électron, il pouvait également être appliqué aux ions avec un électron He+, Li2+, Be3+, etc., qui ne diffèrent de l’hydrogène que par leurs charges nucléaires, et les atomes et les ions avec un électron sont donc appelés collectivement les atomes de type hydrogène.  

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 6.2 : Le modèle de Bohr.

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