Le modèle de Bohr et les niveaux d'énergie

Le problème de l'atome classique

Dans le modèle classique, l'électron tourne autour du noyau comme une planète autour du Soleil. Mais une charge qui tourne devrait rayonner de l'énergie en continu, ralentir, et s'écraser sur le noyau en une fraction de seconde. Selon la physique classique, aucun atome ne devrait être stable. Or ils le sont. Il y a là une contradiction majeure.

L'idée de Bohr (1913) : des orbites permises et interdites

Niels Bohr propose une rupture : l'électron ne peut occuper que certaines orbites bien précises, dites stationnaires, sur lesquelles il ne rayonne pas. Entre ces orbites, rien : les autres sont interdites.

              noyau
                (+)      <- orbites permises uniquement
              .  |  .
            .    |    .
          (   .--+--.   )   n=1  (la plus proche, la plus liee)
          (  .  (+)  .  )   n=2
          ( .         . )   n=3
           .           .
            .         .

À chaque orbite permise correspond une énergie bien définie. L'énergie de l'atome ne peut donc prendre que des valeurs discrètes : on dit qu'elle est quantifiée. Ces valeurs sont les niveaux d'énergie.

Le diagramme de niveaux d'énergie

On représente ces énergies permises par un diagramme de niveaux : une échelle où chaque barreau est une énergie autorisée. Par convention, les énergies sont négatives (l'électron est lié, il faudrait fournir de l'énergie pour l'arracher), et se resserrent vers le haut :

   E (eV)
     0  -------------------------  (electron libre : ionise)
                                    ^
   -0,85 --------------------  n=4  |  niveaux
   -1,51 --------------------  n=3  |  de plus en plus
                                    |  serres
   -3,40 --------------------  n=2  |
                                    |
                                    |
   -13,6 --------------------  n=1  (etat fondamental : le plus bas, le plus stable)

État fondamental et états excités

• Le niveau le plus bas (n=1) est l'état fondamental : le plus stable, celui où l'atome se trouve naturellement.
• Les niveaux supérieurs (n=2, 3, ...) sont les états excités : instables, l'atome n'y reste qu'un instant.
• Le niveau E = 0 correspond à l'électron arraché : l'atome est ionisé. L'énergie à fournir pour passer de n=1 à E=0 est l'énergie d'ionisation (13,6 eV pour l'hydrogène).

Ce que le modèle explique enfin

Cette quantification résout d'un coup les deux mystères :

1. La stabilité de l'atome : sur son orbite permise la plus basse, l'électron ne peut pas descendre plus bas ni rayonner. Il ne s'écrase pas.
2. Les spectres de raies : puisque seules certaines énergies existent, l'atome ne peut échanger que certaines quantités d'énergie précises — donc n'émettre que certaines couleurs. C'est l'objet du chapitre suivant.

Attention : le modèle de Bohr est dépassé (la mécanique quantique moderne remplace les orbites par des « nuages » de probabilité). Mais son idée maîtresse — la quantification de l'énergie — reste, elle, parfaitement exacte.

En résumé

Bohr postule que l'électron ne peut occuper que des orbites permises, d'énergies quantifiées (les niveaux d'énergie), représentées sur un diagramme de barreaux négatifs. Le plus bas est l'état fondamental, les autres sont excités, et E=0 marque l'ionisation. Ce modèle explique à la fois pourquoi l'atome est stable et pourquoi il n'émet que des raies.