Le blog d'histoire des sciences

Nous ne détaillerons pas ici le long débat, sur la réalité des atomes. D'un côté les tenants de la réalité physique de ceux-ci, de l'autre les sceptiques qui ne reconnaissent que l'existence d'équivalents chimiques. Parmi ces derniers, Jean-Baptiste Dumas et sa célèbre phrase prononcée en 1836 : "Si j'en étais le maître, j'effacerais le mot atome de la science, persuadé qu'il va plus loin que l'expérience ; et jamais en chimie, nous ne devons aller plus loin que l'expérience" (Dumas Jean-Baptiste, Leçons sur la philosophie chimique professées au collège de France en 1836, Paris, Gauthier-Villars, 1878.)

Il faudra attendre la fin du 19ème siècle pour qu'une expérience, celle réalisée par J. J. Thomson, nous en dise plus sur la structure des atomes et, ainsi, renforçant le camp des atomistes, annonce la fin du débat.

J.J Thomson et l'électron.

Joseph John Thomson (1856-1940) est né près de Manchester. Après avoir étudié au Trinity College de Cambridge et s'être nourri des théories de Maxwell, il est nommé professeur de physique expérimentale à Cambridge et placé à la tête du "Cavendish Laboratory" dans lequel on expérimente, en particulier, sur les "rayons cathodiques" mis en évidence par Crookes.

En 1897, Il publie un article, devenu célèbre, dans lequel il décrit ces rayons comme formés de "corpuscules" arrachés aux atomes. Mesurant le rapport de leur masse à leur charge, il estime qu'ils ont une masse deux mille fois plus petite que celle de l'atome d'hydrogène et qu'ils sont animés d'une vitesse de l'ordre de 200 kilomètres par seconde. Le physicien allemand Emil Wiechert estimera cette vitesse entre le dixième et le cinquième de la vitesse de la lumière soit entre 30 000 kilomètres et 60 000 kilomètres par seconde.

Ces "corpuscules" seront plus tard désignés par le nom d'électrons, un terme initialement créé par le physicien irlandais George Johnstone Stoney en 1874 pour désigner la quantité d'électricité nécessaire à la rupture d'une seule liaison chimique lors de l'électrolyse et qu'il estimait, alors, à 10-20 coulombs (actuellement 1,6. 10-19 coulomb).

Ces "électrons" ont cependant du mal à s'imposer tant leurs propriétés semblent extraordinaires. Un article de la revue "La Nature", daté de 1898, estime que leur énergie pour un seul gramme de matière rayonnée serait équivalente à celle de "10 000 trains de cent tonnes marchant à près de 100 kilomètres-heure". La conviction du monde scientifique sera finalement acquise quand on mettra en évidence l'existence de ces mêmes électrons dans l'effet photo-électrique puis, plus tard, dans le rayonnement radioactif.
 
 

La structure de l'atome, de Thomson à Rutherford.

Ayant découvert l'électron, Thomson imagine un modèle d'atome souvent désigné sous le terme de "pudding". Il est constitué d'une sphère de matière positive, relativement peu dense, dans laquelle se déplaceraient des électrons soumis à la fois à leur propre répulsion et à l'attraction des différentes parties de la sphère positive. L'ensemble est, cependant, loin de l'image statique d'un gâteau truffé de grains de raisin. Les électrons se déplacent dans cette sphère à des vitesses prodigieuses.

Pendant plus de dix ans, ce modèle sera perfectionné avant que l'ancien élève de J. J. Thomson, Rutherford, vienne en proposer un autre dont le succès sera tel qu'il occupe encore une place essentielle dans la représentation que se font nos contemporains de la structure d'un atome.

Ernest Rutherford (1871-1937) est le fils d'immigrés écossais installés en Nouvelle Zélande. Il fait ses études dans son pays natal où il s'intéresse, en particulier, à la détection des ondes hertziennes. Profitant d'une bourse d'études, il rejoint J.J. Thomson au Cavendish Laboratory de Cambridge en 1895 et participe avec lui à l'étude des gaz ionisés.

En 1898, il se voit proposer une chaire à l'Université Mc Gill de Montréal. Peu de temps auparavant Becquerel avait découvert les "rayons uraniques". de son côté, Marie Curie avait découvert le radium, corps puissamment radioactif.  Rutherford s'empare du sujet et étudie le pouvoir ionisant du rayonnement du radium et son pouvoir de pénétration à travers des plaques métalliques de différentes épaisseurs. Comme Pierre et Marie Curie, il distingue deux rayonnements distincts. L'un, peu pénétrant et très ionisant, qu'il désigne comme rayonnement α. L'autre, plus pénétrant et moins ionisant, le rayonnement β.

Rutherford saura voir que les particules α sont des noyaux d'hélium résultant d'une "transmutation" du corps radioactif les produisant. Chargés positivement, leur énergie cinétique est prodigieuse. A masse égale, Rutherford, les estimera à 600 millions de fois celle d'une balle sortant du canon  d'un fusil avec une vitesse de 1 kilomètre par seconde.

Ces projectiles vaudront à Rutherford sa plus célèbre découverte en 1911. Il est alors revenu en Angleterre et est professeur à l'université de Manchester. L'expérience qu'il réalise, en compagnie de Hans Geiger et Ernest Marsden, consiste à bombarder une mince feuille d'or par des particules α devant un écran fluorescent.

Si on s'en tient au modèle de Thomson, d'un atome plein d'une matière positive peu dense, ces particules devraient traverser l'obstacle sans pratiquement être déviées. Or si c'est le cas pour la majorité d'entre elles, une faible proportion (moins de 1 sur 10 000) est déviée, et parfois très fortement. Certaines particules semblent même rebondir vers l'arrière. On prête à Rutherford des phrases traduisant son étonnement : "c'est comme si un boulet de canon rebondissait sur une feuille de papier de soie" aurait-il dit.

Pour interpréter ce phénomène, et respecter la neutralité globale de l'atome, Rutherford imagine un noyau très dense de matière positive où serait concentré l'essentiel de la masse des atomes. Autour de ce centre positif très attractif, les électrons tournent comme des satellites autour d'un astre central. Plus tard on comprendra que ce noyau est lui-même composé de particules positives, les protons, et de particules neutres, les neutrons. Le modèle "planétaire" de l'atome est né.

Dans notre imagerie contemporaine, ce modèle est resté très populaire. L'atome est ce noyau granulaire entouré d'électrons. La représentation de l'hydrogène s'en déduit : l'atome le plus simple qu'on puisse imaginer : un proton.  Autour : un seul électron.

Cette image de l'atome introduit un nouveau modèle des ions. Faraday s'était bien gardé de s'aventurer à préciser la nature des ces particules dont la seule propriété qu'il retenait était leur faculté à se déplacer vers l'anode ou la cathode. A présent un anion sera décrit comme un atome devenu électriquement négatif après avoir capté un ou plusieurs électrons. Un cation sera un atome devenu positif par la perte d'un ou plusieurs électrons. Ainsi l'atome d'hydrogène se transformera en un cation, l'ion hydrogène H+, en perdant son seul électron. En fait l'ion H+ est un simple proton.

Ainsi les réactions chimiques, en particulier celles mettant en œuvre l'hydrogène, se traduiront en échanges ou mises en commun d'électrons entre atomes, nous en reparlerons.