Modele atomique quantique

Modele atomique quantique

En physique atomique, le modèle Rutherford – Bohr ou le modèle Bohr ou le diagramme de Bohr, présenté par Niels Bohr et Ernest Rutherford en 1913, est un système composé d`un petit noyau dense entouré d`électrons tournants, semblable à la structure du système solaire, mais avec attraction fournie par les forces électrostatiques plutôt que la gravité. Après le modèle cubique (1902), le modèle de Plum-Pudding (1904), le modèle saturnien (1904), et le modèle Rutherford (1911) est venu le modèle Rutherford-Bohr ou juste le modèle de Bohr pour le court (1913). L`amélioration du modèle Rutherford est principalement une interprétation quantique de celui-ci. Le succès clé du modèle réside dans l`explication de la formule Rydberg pour les raies d`émission spectrale de l`hydrogène atomique. Bien que la formule de Rydberg ait été connue expérimentalement, elle n`a pas gagné une base théorique jusqu`à ce que le modèle de Bohr ait été introduit. Non seulement le modèle de Bohr expliquait-il la raison de la structure de la formule Rydberg, mais il a également justifié ses résultats empiriques en termes de constantes physiques fondamentales. L`emplacement des électrons dans le modèle mécanique quantique de l`atome est souvent appelé nuage d`électrons. Le nuage d`électrons peut être pensé de la manière suivante: Imaginez placer un morceau de papier carré sur le sol avec un point dans le cercle représentant le noyau. Maintenant, prenez un marqueur et déposez-le sur le papier à plusieurs reprises, en faisant de petites marques à chaque point le marqueur frappe.

Si vous déposez le marqueur beaucoup, plusieurs fois, le motif global des points sera grossièrement circulaire. Si vous visez vers le centre raisonnablement bien, il y aura plus de points près du noyau et progressivement moins de points que vous vous éloignez de lui. Chaque point représente un endroit où l`électron pourrait être à un moment donné. En raison du principe d`incertitude, il n`y a aucun moyen de savoir exactement où se trouve l`électron. Un nuage d`électrons a des densités variables: une densité élevée où l`électron est le plus susceptible d`être et une faible densité où l`électron est le moins susceptible d`être (figure 1). Ce modèle est encore plus approximatif que le modèle de l`hydrogène, car il traite les électrons dans chaque coquille comme non-interaction. Mais les répulsions des électrons sont prises en compte quelque peu par le phénomène de dépistage. Les électrons dans les orbites externes n`orbitent pas seulement le noyau, mais ils se déplacent également autour des électrons internes, ainsi la charge effective Z qu`ils sentent est réduite par le nombre des électrons dans l`orbite interne. Dans l`expérience de Geiger – Marsden, Hans Geiger et Ernest Marsden (collègues de Rutherford travaillant à sa demande) ont tiré des particules alpha à fines feuilles de métal et mesuré leur fléchissement à l`aide d`un écran fluorescent. Compte tenu de la très petite masse des électrons, de la forte impulsion des particules alpha et de la faible concentration de la charge positive du modèle Plum Pudding, les expérimentateurs s`attendaient à ce que toutes les particules alpha traversent la feuille de métal sans Déviation.

À leur étonnement, une petite fraction des particules alpha a connu une forte déviation. Rutherford a conclu que la charge positive de l`atome doit être concentrée dans un très petit volume pour produire un champ électrique suffisamment intense pour dévier les particules alpha si fortement.