CHAPITRE II

LA BASE DES THÉORIES EXPLICATIVES QUE L’ATOMISTIQUE PROPOSE A LA CHIMIE : LE MODÈLE DE RUTHERFORD ET BOHR.

Les particules électrisées : l’électron. — L’atome de J.-J. Thomson. — L’atome de Rutherford. — L’atome de Bohr. — Les travaux de Moseley. — Les niveaux d’énergie.— La struc-

ture du noyau atomique : les isotopes.

La notion d’atome a été, on le sait, introduite dans la Science par la Chimie. C’est pour expliquer les lois de discontinuité dans la composition des corps formés des mêmes éléments que Dalton, reprenant les conceptions des philosophes atomistes, admit que chaque corps pur est formé de molécules identiques, et que chacune de ces molécules est constituée par l'assemblage d’atomes d’autant de sortes qu’il entre d'éléments chimiques dans la composition du corps pur.

L'atome du chimiste est considéré comme insécable ; c’est la plus petite quantité de matière qui puisse exister à l'état de combinaison. Les atomes des divers éléments, irréductibles les uns aux autres, sont les matériaux divers qui entrent dans la cons-

BRUNOLD : Afjin. Chim. 3

titution de tous les corps. Cette conception suffit à expliquer les faits de la Chimie, mais elle se montre insuffisante dans le domaine dela Physique. La complexité de structure de l'atome nous est révélée par les lignes innombrables de certains spectres, comme celui du fer, spectres qui ont une origine atomique. Indépendamment de toute idée préconçue sur l’origine d’une pareille émission, il est certain que l’atome qui la produit n’est pas simple dans sa constitution. Avant de chercher à pénétrer son mécanisme, il faut évidemment connaître la nature des particules qui le constituent par leur assemblage.

C'est en 1807 que fut découvert le premier constituant universel de tous les atomes : l'électron, véritable grain d'électricité négative qui, toujours iden tique à lui-même, se révèle dans des phénomènes très variés. C’est lui qui joue le premier rôle dans les explications que l’Atomistique tente de donner aujourd'hui des propriétés chimiques de l'atome.

La structure atomique de l'électricité avait été imaginée par Helmholtz, dès 1881, et exposée dans les conférences qu'il fit à cette époque en mémoire de Faraday. Cette hypothèse, qui suffit à expliquer l'importante loi de l’électrolyse découverte par cet illustre physicien, s'impose dès qu’on admet la constitution atomique de la matière.

La structure atomique de l'électricité une fois admise, on peut calculer aisément la valeur de la charge élémentaire, liée à un atome monovalent, et qui ne saurait être que le quotient de la quantité d’électricité qui libère un atome-gramme d’un corps monovalent dans l’électrolyse par le nombre d’atomes contenus dans un atome-gramme. (Nombre d’Avo-

gadro.) L'idée d'Helmholtz, qui explique aussi simplement la loi de Faraday que l'hypothèse atomique rend compte des lois des combinaisons, reçut une confirmation expérimentale remarquable par la découverte des rayons cathodiques et des phénomènes radioactifs. Le sens de la déviation que subissent les rayons cathodiques sous l'influence d'un aimant, dans l’ampoule où ils sont produits, montre que ces rayons sont constitués par une émission d'électricité négative issue de la cathode. Cette constitution est confirmée par l’étude de la déviation que subit l’émission sous l'influence d’un champ électrique. Quand on admet que l'émission est discontinue et que les particules dont elle est formée sont identiques, on peut, en attribuant à chaque particule une masse #1 et une charge électrique e, déterminer, par applications des théorèmes généraux de la Mécanique, la relation qui lie les quantités "1 et e à certaines grandeurs mesurables. Il s’introduit naturellement dans

. (é , 2 les relations obtenues le rapport — qu'on peut déterm

miner ainsi. On ne saurait calculer séparément la valeur de e et celle de #7 sans une hypothèse nouvelle. Si l’on admet encore, comme il paraît naturel de le faire, que la valeur de e est égale à celle de la charge élémentaire liée à un atome monovalent dans l’électrolyse, il est possible de calculer # et l’on trouve que la masse de chaque particule ou électron est un peu supérieure à la 2000° partie de la masse de l’atome d'hydrogène.

Les ampoules à rayons cathodiques sont le siège d'une autre émission, de sens opposé à celle que nous venons d'étudier, qui se dirige sur la cathode

au lieu de s’en éloigner, et qu'on peut mettre en évidence en pratiquant dans cette électrode de petits canaux. Lesrayons canaux qu’on observealorssontconstitués par une émission d'électricité positive, comme l'indique le sens de la déviation que leur fait subir un aimant. Des méthodes analogues à celles dont nous avons donné le principe à propos des rayons catho

: PAL diques permettent de calculer lerapport > qui corres-

pond aux particules dont ils peuvent être formés. Mais ici, l'interprétation des résultats n’est pas aussi simple que pour les rayons cathodiques, ce qui s’explique par le fait que les ions, qui forment les rayons canaux et qui ne peuvent être que des atomes ayant perdu un ou plusieurs électrons, captent de nouveau un électron dans leur parcours et reviennent ainsi à l’état neutre ou se rechargent encore par perte d’un nouvel électron.

Les hypothèses qui ont servi à la détermination de la charge et de la masse de l’électron sont justifiées

e par l'accord de la valeur du rapport 7 °Ptenu

comme il vient d’être dit, et des valeurs qu’on peut obtenir par des méthodes distinctes, utilisant la dispersion de la lumière ou le déplacement et la division par un champ magnétique des raies spectrales (effet Zeeman). Enfin, il est possible de déterminer directement la charge de l’électron. Le physicien Milikan, à qui l’on doit les mesures les plus précises faites dans ce but, constate, en étudiant le mouvement de gouttelettes microscopiques dans l’air ionisé, et sous l'influence d'un champ électrique, que la charge portée par ces particules est un multiple d’une quantité qui est précisément égale à celle qu'on

THÉORIES EXPLICATIVES y)

peut déduire des phénomènes de l’électrolyse. Telles sont les preuves essentielles que l’on possède aujourd’hui de la structure corpusculaire de l'électricité. On peut considérer que cette structure est établie avec le même degré de certitude que la structure atomique de la matière, et l’accord excellent des méthodes qui permettent d'obtenir la charge de l’électron est, en ce qui concerne la structure de l’électricité, une preuve comparable à celle que fournit, au point de vue de la structure atomique de la matière, l'accord remarquable des diverses méthodes qui ont été utilisées pour déterminer le nombre d’Avogadro.

Qu'est-ce maintenant que l’électron : un centre de convergence de lignes de forces ou une couche sphérique uniforme d'électricité négative ? Disons, avec Sommerfeld, que « si presque tous les phénomènes physiques nous prouvent l’existence de l’électron, il est cependant bien difficile, sinon impossible, d'en donner une représentation » (1).

L'incertitude des hypothèses qui peuvent être faites sur la nature, la forme et la constitution de ce grain d'électricité ne retranche rien à la valeur des résultats obtenus. Il y a toujours, à une époque donnée, un terme à notre connaissance sur la structure de la matière. Tandis qu'il y a quarante ans, notre curiosité s’arrêtait devant l’atome, entité mystérieuse que le chimiste utilisait dans ses explications, nous pénétrons aujourd'hui sa constitution jusqu'à cette autre entité non moins mystérieuse qu'est

l’électron.

(1) A. Sommerfeld, La constitution de l'atome et les raies spectrales, traduction H. Bellenot. Premier fascicule, p. 8.

L'étude des corps radioactifs nous montre que des émissions analogues à celles des rayons canauxet des rayons cathodiques peuvent se produire naturelle-

À LS e ment (rayons a etf). La détermination du rapport >;

pour ces deux sortes de rayons montre au surplus que les rayons£ sont des rayons cathodiques degrande vitesse,etque les rayons « ne peuventêtre constitués que par des atomes d’hélium portant deux charges élémentaires positives, c'est-à-dire deux charges égales en valeur absolue à celle d’un électron. La preuve de l'existence de l’hélium dans les émissions radioactives est donnée par la spectroscopie. La radioactivité ne s’observe que pour les corps simples de masse atomique élevée ; on ne saurait donc, sans hypothèse, utiliser, pour tous les éléments, les renseignements que peuventnous donnersur lastructure de la matière l'émission des corps radioactifs. Cependant, la faible activité 8 que révèlent le rubidium et le potassium est un argument en faveur de cette hypothèse que la radioactivité n'est pas un caractère des seuls atomes lourds, mais une propriété générale de la matière qui, comme bien d’autres propriétés de l’atome, est en relation avec la masse de celui-ci. On va donc toujours retrouver, au terme des explications que fournira l’Atomistique, ces corpuscules électrisés que sont les ions et les électrons. Les développements les plus récents de nos connaissances sur la structure des atomes font jouer dans nos théories, à la notion de matière, un rôle de plus en plus effacé. La matière, telle que nous l’observons, ne serait autre chose qu'un assemblage de particules électrisées positives ou négatives. À bien considérer, la notion

de charge électrique n'est ni plus obscure, ni plus claire que celle de matière. L’électricité, comme le soufre ou l'hydrogène, ne saurait être définie que par l’ensemble des propriétés sensibles qui se rapportent à chacune de ces entités.

Si la découverte de phénomènes nouveaux conduit un jour le physicien à substituer aux explications électriques des explications d’une autre nature, le contenu et l'énoncé même des lois physiques, exprimées au moyen des sensations qu'elles relient les unes aux autres, ne seront pas modifiés. Tout ce qu'on peut reprocher à la Science, c’est de ne pas indiquer, dans la définition d’une entité, foutes les sensations possibles qui s'y rapportent, ce qui revient à lui reprocher de ne pas être achevée.

Les explications de l’Atomistique contemporaine utilisent donc la notion de charge électrique. « Comme, jusqu’à présent, écrit J.-J. Thomson, on n’a rien trouvé qui ne puisse être résolu en électrons et particules positives, il est naturel de construire une théorie de la structure de l’atome enle supposant formé de ces deux éléments. Il ne faut pas oublier, cependant, que les moyens que nous avons à notre disposition pour déceler l'existence de corps chargés électriquement dépassent de beaucoup en puissance ceux dont nous disposons vis-à-vis de ceux qui ne le sont pas, et que, s’il existe dans l’atome des constituants neutres, ils pourront, dans la plupart des cas, échapper à nos recherches (1). »

Cette remarque a sonimportance, et si nous savons

(x) J.-J. Thomsom, L'électron en chimie, traduction RK. Fric, Paris, 1926, p. 3.

déjà que la masse de ces constituants neutres doit être très petite par rapport à celle des particules positives, leur découverte peut être appelée à modifier complètement dans l'avenir la nature des théories sur la structure de l'atome.

Il est certains résultats de la Science dont on ne peut comprendre pleinement la signification qu’en faisant l’histoire des acquisitions expérimentales et des démarches de l'esprit dont ils sont l’aboutissement. [l n’y a, à notre avis, qu’un moyen de pénétrer la valeur du modèle atomique dont font aujourd’hui usage les physiciens : c'est de suivre les transformations successives qu'il a fallu faire subir au premier modèle de Lord Kelvin, en cherchant à séparer nettement les acquisitions de l'expérience et leur interprétation théorique.

Le premier modèle que nous ee ici est celui que Lord Kelvin proposa, dès 1902, pour représenter l’atome. Si l’on veut construire celui-ci avec des charges positives et négatives, qui s’attirent conformément à la loi de Coulomb,onne saurait réaliser la stabilité de l'édifice sans supposer que ces charges se pénètrent. L’atome de Lord Kelvin était constitué par une sphère uniformément pleine d'électricité positive, et à l’intérieur de laquelle étaient placés les électrons, dont la charge négative totale neutralisait exactement la charge positive de la sphère. On voit sur ce premier schéma tous les défauts que peuvent avoir les représentations de l’Atomistique. Il s’agit toujours, avec un nombre restreint de propriétés connues, de réaliser une représentation complète de l'atome, ce qui ne peut être obtenu qu'en attribuant à cette représentation des caractères arbi-

ns

traires, étrangers à l'expérience, et choisis seulement pour satisfaire à des exigences de simplicité ou de symétrie. Les caractères arbitraires, ajoutés aux autres, permettent, 1l est vrai, par leur combinaison avec ceux-ci, des prévisions plus variées et plus riches. Dans le domaine des théories de la matière, comme dans bien d’autres domaines de la connaissance, il nous faut, pour les besoins de l’action, des représentations ou des explications complètes, même arbitraires. Si le savant ne trouve pas toujours ce qu’il recherche, il ne saurait faire cette recherche sans avoir une idée préconçue sur ce-qu'il veut trouver.

Le modèle de Lord Kelvin, perfectionné par J.-J. Thomson, se montra capable d’expliquer un assez grand nombre de faits. La nature vibratoire des émissions atomiques nombreuses que la spectroscopie révèle ne saurait être attribuée qu’à une vibration des électrons. Comme on sait qu’une particule élec- ‘ trisée, placée à l’intérieur d’une sphère uniformément remplie d'électricité, est soumise à une force dirigée vers le centre et proportionnelle à la distance de la particule à ce centre, on comprend que les électrons exécutent autour de ce point des mouvements vibratoires de période bien déterminée, qui sont à l’origine des émissions spectrales de l'atome. Cette constitution une fois admise, le nombre des électrons et la configuration de leurs trajectoires sont déterminés de manière à expliquer les propriétés connues de l'atome. La valeur d’un pareil schéma ne peut se révéler que par son aptitude à expliquer un grand nombre de faits et à en faire prévoir d’autres, sans jamais conduire à des contradictions. J.-J, Thomson parvint à établir que le nombre des électrons devait

être égal à la moitié environ de la masse atomique. Ce modèle permit encore à Lorentz de faire la théorie du phénomène de Zeeman, mais il échoua dans l'explication des régularités que l’on peut observer dans la position des raies spectrales et, en particulier, des raies de l'hydrogène (loi de Balmer). Il se montra insuffisant pour expliquer complètement le phénomène de Starck (séparation des raies spectrales sous l'influence d’un champ électrique). Enfin, dans le calcul de la déviation que subissent les particules x en traversant la matière, le modèle de J.-J. Thomson conduisit à des valeurs notablement inférieures à celles qu'indiquèrent, en 1909 et en 1913, les travaux de Geiger et de Marsden. C'est pour expliquer les résultats obtenus par ces deux chercheurs, qui étaient ses élèves, que Rutherford fut conduit à modifier en 19111le modèle de J.-J. Thomson.

D'après Rutherford, la déviation que subissent, à la traversée de minces feuilles métalliques, les particules « qui, comme nous l'avons dit, sont chargées d'électricité positive, est due à une action électrique. Pour expliquer les grandes valeurs que prennent ces déviations et, par conséquent, l'intensité notable du champ qui provoque cette dispersion, Rutherford suppose que le champ est dû à un noyau atomique très dense, chargé positivement, et loin duquel sont placés les électrons. L'expérience montre que les éléments qui ont la plus forte masse atomique sont ceux qui produisent les déviations les plus notables. En supposant que la répulsion exercée par le noyau sur la particule « obéit à la loi de Coulomb, on peut, de la valeur observée pour la déviation, déduire la grandeur de la charge positive du noyau et aussi

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la plus petite distance à laquelle la particule se rapproche du centre du noyau, c'est-à-dire une limite supérieure du rayon de celui-ci. On trouve ainsi que la charge du noyau est très sensiblement égale à la moitié de la masse atomique et que son rayon est considérablement plus petit que celui de l'atome (10-16 cm. au lieu de 10-$ cm). Rutherford explique que les électrons extérieurs, attirés par le noyau positif, ne « tombent » pas sur celui-ci parce que ces électrons tournent autour de lui, comme les planètes, autour du soleil. À ce point de vue, l’atome de Rutherford présente la configuration du système solaire, et la loi de l’attraction que le noyau exerce sur les électrons planétaires est, on le sait, la même fonction de la distance que la loi de Newton.

Van den Broek supposa en 1913 que le nombre des électrons planétaires de l’atome était égal au numéro d'ordre de l’élément chimique correspondant dans la classification périodique établie vers 1870 par Mendéléief.

On sait que ce savant, classant les éléments par ordre croissant de leurs masses atomiques, constata une périodicité dans leurs propriétés chimiques, la période étant formée par huit éléments. Pour établir le tableau dans son entier, il fallut laisser des places vides correspondant à des éléments inconnus etinverser dans quelques cas l’ordre naturel des masses atomiques (argon, potassium; cobalt, nickel;...). L'idée fondamentale de la classification périodique est donc que chaque élément peut être caractérisé par un numéro d’ordreindépendant des découvertes possibles d'éléments nouveaux. Préparée par la classification des métalloïdes de Dumas et par celle des métaux

de Thénard, solidement établie sur les résultats d’un siècle environ de patientes investigations, ne faisant appel à aucune hypothèse, l'œuvre de Mendéléief, qui se borne à classer des faits d'expérience, mais d’une manière extrêmement suggestive, est bien caractéristique des méthodes par lesquelles la Chimie pure s'élève aux idées les plus générales. La classification périodique des éléments, qui devait être appelée à jouer un si grand rôle dans les théories modernes sur la structure de l’atome, est une des bases expérimentales les plus solides de ces théories. Il est bon de le rappeler bien haut, à l’heure où la Physique offre à la Chimie des modèles de structure quisemblentavoir été complètement établis en dehors de cette dernière science.

L'hypothèse de Van den Broek est la première tentative faite pour intégrer dans le modèle de Rutherford les propriétés chimiques de l'atome. L'état de ce modèle, au moment où cette tentative fut faite, et l’indétermination qui subsistait encore dans le nombre des électrons planétaires définissaient la « région » du modèle qui allait être réservée à l’interprétation des propriétés chimiques. Il est impossible de méconnaître le rôle qu'ont joué ici, comme dans le développement de bien d’autres théories, les circonstances historiques qui ont présidé au développement de nos connaissances. L'idée première de Van den Broek ne devait pas être abandonnée, et c’est toujours la même région superficielle de l'atome qui est réservée aujourd'hui à « l'explication » des pro- priétés chimiques.

Comme la charge positive du noyau est équivalente à celle de tous les électrons planétaires, l’hy-

pothèse de Van den Broek, qui fixe le nombre de ces électrons, fixe aussi la charge du noyau, qui doit contenir autant de charges positives élémentaires que le numéro d'ordre de l’élément dans la classification périodique contient d’unités. Ainsi, les propriétés chimiques fixent la charge du noyau atomique, et le souci de rappeler dans le modèle la neutralité chimique de l'atome rend la structure du noyau solidaire de celle del’atmosphère d’électronsqui l’entoure.

A l’époque même où Van den Broek précisait ainsi la constitution de cette atmosphère, la physicien danois Niels Bohr, abandonnant résolument les hypothèses de l’Electrodynamique classique, établissait sur des idées extrêmement audacieuses la théorie de l’atome qui devenait avant tout celle de l'émission des raies spectrales. Avant les travaux de Bohr, parus en 1913, régnait, depuis le début du siècle, /a Théorie des électrons,vaste synthèse, due surtout à Lorentz, de tous les faits de l’Electromagnétisme, de l’Optique, du Rayonnement et même, grâce au complément que lui apportait en 1905 la Théorie de la relativité restreinte, de la Mécanique newtonienne. La Théorie des électrons de Lorentz avait succédé à la Théorie électromagnétique de Maxwell, laquelle avait elle-même succédé à la Théorie des actions à distance qui, sous l'influence des idées newtoniennes, était admise dans la première moitié du xx° siècle. Après l’œuvre d’Einstein, la Théorie des électrons expliquait la majorité des faits physiques. On comprend alors le bouleversement qu'’allaient apporter dans la Science les idées véritablement révolutionnaires de Bohr. Ce physicien, dans la théorie qu’il édifiait de la structure de l'atome et de l'émis-

sion des raies spectrales, reprenait la Théorie des quanta, introduite par Planck en 1901, dans l'étude du rayonnement thermique en équilibre dans une enceinte isotherme (rayonnement du corps noir). Tandis que les théories fondées sur les raisonnements classiques ne permettaient pas d’expliquer correctement les faits observés, la théorie de Planck conduisait à un accordremarquable avec l'expérience. Elle était basée sur cette hypothèse que l'énergie émise par un vibrateur est un multiple d’une quantité Av, h étant une constante universelle, désignant la fréquence de la radiation émise par le vibrateur. Malgré le succès remarquable obtenu par Planck dans l’utilisation de cette hypothèse, l’idée que l'énergie pouvait être émise ou absorbée d’une manière discontinue, alors que sa propagation se fait d'une manière continue, fut accueillie avec réserve et scepticisme par les physiciens. Cependant, Einstein, reprenant en 1905 les idées de Planck, s'en servit pour faire la théorie de l'effet photo-électrique (émission d'électrons par les métaux sous l'influence d’une radiation de courte longueur d'onde), les théories classiques ne permettant pas d'expliquer que !a vitesse des électrons expulsés dépend de la longueur d'onde ou de la couleur de la radiation employée. La Théorie des quanta permit à Einstein de lever aisément cette difficulté. La même théorie fut encore utilisée par Einstein en 1907 pour expliquer la décroissance rapide, vérifiée par Nernst et par ses élèves, de la chaleur spécifique des corps solides aux basses températures, phénomène qui était en contradiction avec la Mécanique classique. La Théorie des quanta qui triomphait ainsi dans trois ordres de faits distincts

devait nécessairement alors retenir l'attention des physiciens. C’est Bohr, en 1913, quilui fit faire le progrès le plus décisif.

La théorie de l'émission des raies spectrales suppose tout d’abord qu'il n'y a qu’une infinité disconfinue d’orbites effectivement parcourues par les électrons planétaires parmi l’infinité continue d’orbites prévues par la théorie classique, et que l’émission du rayonnement ne se produit que lorsqu'un électron passe de l’une à l’autre des orbites qu'il parcourt. La variation d'énergie qui correspond à ce saut est égale au produit #y de la même constante universelle k par la fréquence y de la radiation émise. Ces deux hypothèses conduisent directement à la démonstration de l’importante loi de Balmer, découverte comme un fait d'expérience vers 1885, et qui était restée comme un des phénomènes les plus énigmatiques de la Physique. L’extrême précision qu’on observe dans l’accord de la théorie et de l’expérience est celle même des mesures spectroscopiques.

Les conceptions de Bohr, malgré l’étrangeté de leur caractère, s'imposent donc par leur succès remarquable. Lewis rapporte la formule suivante de Bragg, qui définit heureusement l’aide que ces conceptions apportent à la Physique : « La théorie de Planck n'est pas tant un essai d'interprétation des phénomènes qu’une tentative pour rassembler en une seule soutes les difficultés. C’est dire que si cette difficulté est vaincue, un grand nombre d’autres disparaissent simultanément (1). »

(1) Lewis, Traïté de Chimie physique, tome III, préface, P. v.

Peu de temps après que Bohr eut, dans ses deux mémoires de juin et de novembre 1913, établi surdes bases essentiellement nouvelles la théorie de la structure de l’atome, le jeune physicien Moseley, qui devait être tué aux Dardanelles en 1915, publia en décembre 1913 et en avril 1914 le résultat de ses recherches, qui compteront parmi les plus belles de notre siècle, sur les spectres des rayons X des éléments. Moseley, dont la carrière scientifique rappelle, par sa brièveté et son éclat, celle de Sadi-Carnot, établissait par ses travaux l’étroite parenté de tous les éléments et contribuait à préciser l’arrangement des électrons planétaires du modèle de Bohr, qu’il prenait pour base de ses déductions.

Les recherches de Moseley ont été préparées par la remarquable découverte faite par Laue en 1912. : C’est cette découverte sensationnelle et « inatten- . due » (1) qui rendit possible la mesure précise des longueurs d'onde des rayons X. Si ces rayons sont caractérisés, comme les rayons lumineux, par des vibrations transversales, il doit être possible d'obtenir, avec les rayons X, des phénomènes de diffraction en tous points analogues à ceux qu’on observe pour les rayons lumineux. Malheureusement, il nous est impossible, étant donné l'extrême petitesse des longueurs d'onde des rayons X, de construire des « réseaux » analogues à ceux que l'Optique utilise, mais de constante (2) assez petite. Cette constante doit être, en effet, du même ordre de grandeur que

(1) A. Sommerfeld, La constitution de l’atome et les raies spectrales ; traduction Bellenot, premier fascicule, p. 130.

(2) On appelle ainsi la distance de deux traits successifs du réseau.

la longueur d’onde de la radiation pour laquelle le réseau doit être utilisé.

Laue eut l’idée vraiment géniale d'utiliser comme réseau des cristaux, dont la structure réticulaire était restée jusqu'alors une hypothèse. La tentative de Laue fut couronnée d’un succès complet. La disposition des taches de diffraction, assez complexe, puisqu'il s'agissait d’un réseau cubique et non d’un réseau plan comme ceux qu'on utilise en optique, fut trouvée conforme aux prévisions de la théorie. W.-H. Bragg et son fils perfectionnèrent en 1913 le dispositif de Laue en substituant à la méthode par réfraction qu'employait ce savant, une méthode par réflexion. C’est au moyen de cette dernière méthode que Moseley étudia les spectres de rayons X d’un grand nombre d'éléments. Il montra que ces spectres, qui présentaient entre eux une étroite parenté, ne différaient que par la position et l’écartement des raies qu'on pouvait grouper en séries, comme on rapproche les étoiles en constellations.

Moseley observa que le déplacement d’une même raie se fait régulièrement quand on passe d’un élément au suivant dans la classification de Mendéléief, et il établit que la racine carrée de la fréquence correspondant à une même raie est une fonction sensiblement linéaire du rang occupé par l'élément dans la classification, c'est-à-dire de son nombre atomique. Ainsi se trouvait justifiée l’inversion qu'il avait fallu faire subir à certains éléments pour respecter leurs analogies chimiques. Le travail de Moseley, en établissant l’analogie des spectres de rayons X des divers éléments, conduisait naturellement à admettre l’analogie de constitution interne de tous les atomes,

BRUNOLD : Affin Chim. 4

5o LE PROBLÈME DE L AFFINITÉ

Les rayons X qui sont, de toutes les radiations émises par la matière, celles dont la fréquence est la plus élevée, doivent provenir des régions profondes de l’atome, puisque les électrons les plus rapprochés du noyau sont ceux dont la rotation est la plus rapide. Ainsi, les recherches expérimentales de Moseley, comme les travaux théoriques de Bohr, allaient permettre de déterminer l'arrangement des électrons planétaires.

Il n'entre pas dans le plan de notre étude d’examiner en détail les amélioratioms successives qui ont été apportées à la théorie de Bohr et quien ont fait un instrument d'une rare perfection dans le domaine de la spectroscopie. La structure de l'atome, imaginée par Bohr, est, avant tout, nous l'avons dit, une théorie de l’émission des raies spectrales. Elle ne saurait directement intéresser la Chimie si elle ne faisait appel à cette science pour préciser l’arrangement de ses électrons planétaires et si elle ne lui proposait, en échange, le modèle auquel elle aboutit.

Aussi nous contenterons-nous d'indiquer à quelles conceptions conduit la théorie de Bohr sur la répartition des électrons planétaires. Cette théorie suppose que ces électrons sont répartis sur des « couches » successives, chacune d'elles étant définie, non par la configuration géométrique des électrons qui la composent, mais par l'identité du rôle qu’ils jouent dans l'atome, ce rôle se modifiant d’une couche à Fautre.

On peut caractériser chaque couche par le travail W qu’il faut dépenser pour en extraire un électron et le faire sortir de l’atome. Cette extraction peut être réalisée, soit par une chute de potentiel V, soit en bombardant l'atome avec des rayons cathodiques,

soit encore en le soumettant à l’action de rayons X d’une fréquence v convenable. Si e représente la charge de l’électron, le travail W que nécessite son extraction est donné par l’une ou l’autre des rela-

tions :

NE Ve hr ;

la première est évidente ; la seconde est une conséquence immédiate des postulats que nous avons indiqués plus haut. On voit que le travail W croît avec la fréquence v et, par conséquent, avec la profondeur de la couche. Inversement, quand un électron extérieur à l'atome vient se placer sur la même couche, l'énergie W est libérée au lieu d’être absorbée.

Si, maintenant, l’électron passe d’une couche à laquelle correspond un travail d'extraction égal à W sur une couche à laquelle correspond le travail W, les deux quantités W et W sont liées à la fréquence de la radiation émise par la relation:

NN Eh y:

Nous avons vu que les méthodes de la spectroscopie à rayons X permettaient de mesurer la longueur d'onde et, par conséquent, la fréquence v de la radiation émise. Quand on connaît la constante de Planck k, ces méthodes permettent donc aussi de calculer le travail d'extraction W qui correspond à chaque couche.

L’accroissement de l’atome par couches successives, quand on parcourt la suite de tous les éléments, explique la variation régulière, observée par Moseley, dans la fréquence de la radiation d’un même groupe. Puisque la charge positive du noyau est évaluée par le nombre atomique, quand on prend

Es

pour unité la charge positive équivalente à celle de l’électron, on comprend que l'attraction exercée par le noyau sur les électrons les plus profonds, attraction qui est proportionnelle à sa charge, ait pour effet de resserrer de plus en plus les orbites profondes et d'accroître ainsi la fréquence des rayons X qui leur correspondent.

L’attraction que le noyau exerce sur un électron superficiel est beaucoup plus faible, parce qu'elle est en grande partie masquée par la répulsion des autres électrons plus rapprochés du centre de l'atome.

Si l’on peut se faire une idée assez simple des actions subies par les électrons les plus profonds et les plus superficiels, il n’en est plus de même pour ceux qui se trouvent sur les couches intermédiaires.

La distribution des couches électroniques, auxquelles on donne plus volontiers aujourd’hui le nom de niveaux d'énergie, pour ne pas éveiller dans l’esprit l’idée qu’on a abandonnée de configurations géométriques régulières s'emboîtant les unes dans les autres, est un problème difficile, à la solution duquel concourent principalement les méthodes spectroscopiques, en ce qu’elles concernent non seulement les rayons X, mais encore les radiations ultraviolettes et les radiations visibles. La question, on le conçoit, est complexe et on a jugé utile, pour la simplifier, de faire appel aux propriétés chimiques de l'atome.

La Chimie avait déjà servi à Van den Broek, nous Pavons vu, pour déterminer le nombre des électrons planétaires, mais la découverte de Moseley, qui permettait de fixer le nombre atomique indépendamment des propriétés chimiques, éliminait en quel-

THÉORIES EXPLICATIVES 53 que sorte l’intrusion momentanée de la Chimie dans les théories qui se proposent de définir la structure de la matière. Cette fois, c'est une collaboration plus suivie qui va chercher à s'établir entre la Chimie et l’Atomistique nouvelle. Avant d'étudier ce rapprochement, ce qui est le but principal de notre travail, 1l nous reste à rappeler le résultat des recherches qui se rapportent à la structure du noyau atomique. Nos connaissances relatives à cette région de l’atome sont basées sur trois ordres principaux de recherches.

L'étude du caractère chimique des radio-éléments, dont le nombre dépasse la trentaine, avait montré que ces corps devaient être groupés dans dix cases du tableau périodique de Mendéléief. Les corps réunis dans une même case présentent donc entre eux de très étroites analogies chimiques, et leur distinction ne peut se faire que d’après leurs propriétés radioactives. Pour la première fois, il apparaissait, et cela dès 1910, qu’un corps chimiquement homogène pouvait être un mélange non reconnu. Même après que Fajans et Soddy eurent énoncé simultanément en 1912 les lois des transformations radioactives, lois qui définissent les positions relatives que doivent occuper dans la classification périodique les termes successifs d’une même série d'éléments radioactifs, les exemples d'éléments distincts, de même nombre atomique, ne pouvaient être empruntés qu'aux corps radioactifs.

Un grand pas fut fait, en 1916, dans cet ordre de connaissances, par l’importante découverte de J.-J. Thomson, qui mit en évidence l'existence de deux néons, de masses atomiques respectivement égales à

20 et 22. Aston perfectionna en 1919 la méthode de J.-J. Thomson et montra que les éléments dont la masse atomique est évaluée par un nombre fractionnaire, quand on adopte le nombre 16 pour la masse atomique de l'oxygène, sont des mélanges d’isotopes, corps chimiquement semblables, dont les masses atomiques sont représentées par des nombres entiers. Cette constatation remarquable montrait, selon l’expression même d’Aston, que « les atomes de toute nature sont construits des mêmes briques standards » (1).

Les résultatsobtenus par Aston laissaient supposer, conformément à l’ancienne hypothèse de Prout, que les noyaux de tous les atomes sont formés par une agglomération d'atomes d'hydrogène, dont la masse atomique doit être très approximativement égale à l'unité. Cette indication fut confirmée par Rutherford qui, en soumettant certains corps au bombardement de particules, réussit, dans des recherches effectuées à partir de 1910, à briser certains atomes et à mettre en évidence l'hydrogène parmi les produits de leur destruction.

Tous ces faits trouvent facilement leur interprétation au moyen des idées déjà exprimées sur la constitution des atomes. Les isotopes, qui sont chimiquement semblables, ont le même nombre d'électrons planétaires. Comme ïls ont des masses atomiques différentes, mais toutes représentées par des nombres entiers, ils sont formés par l’agglomération d’un

(1) F.-W. Aston, La détermination des poids atomiques par

la méthode des rayons positifs. Rapport au premier Conseil de Chimie Solvay, Paris, 1925, p. 56.

THÉORIES EXPLICATIVES a

nombre différent de noyaux d’hydrogène. L’atome d'hydrogène, élément qui occupe la première place dans le tableau périodique, n’a donc qu’un électron planétaire et la charge de son noyau est égale à une charge positive élémentaire, équivalente à la charge négative de l’unique électron. Puisque la masse des électrons est très faible devant celle du noyau atomique, on comprend que la masse atomique représente le nombre des noyaux d'hydrogène ou de protons, et aussi le nombre des charges positives qui entrent dans la constitution du noyau de l'atome. L’atome devant contenir dans son ensembleautant de charges positives que de charges négatives, le noyau doit être formé, non seulement par des protons, mais aussi par des électrons dont le nombre est donné par la différence entre la masse atomique et le nombre d'électrons planétaires, ou le numéro atomique. Les atomes des deux isotopes du chlore, par exemple, de masses atomiques respectivement égales à 35 et 37, et de même nombre atomique 17, ont tous deux 17 électrons planétaires, mais le noyau de l’un est formé de 35 protons et de 35 — 17 — 18 électrons, tandis que celui de l’autre contient 37 protons et 37 — 17 — 20 électrons. Les belles découvertes d’Aston et de Rutherford ont fait dire à Born que la Physique et la Chimie étaient destinées à devenir «une branche de la théorie des nombres, à savoir la théorie du nombre atomique » (1).

(1) M. Born, La constitution de la matière, traduction H. Bellenot, Paris, 1922, p. 35.

PRorl Hé / CE