Le modèle de Rutherford, bien que novateur, possède lui aussi certaines lacunes. En effet, dans certaines conditions bien spécifiques, les électrons peuvent fournir de l’énergie lumineuse. C’est le cas des ampoules ou de la coloration des feux d’artifices lors de leur combustion.

Or, s’ils perdent de l’énergie, sous forme de lumière ici, les électrons devraient aussi subir une perte de vitesse, et se rapprocher, voire percuter, le noyau de l’atome ! Il est donc impossible de considérer que ce dernier est stable.

 

Un an après, en 1903, Niels Bohr (1885 – 1962), jeune physicien danois de 18 ans, va imaginer une solution à ce problème.

 

 

Sur le premier schéma ci-dessus, le noyau de l’atome est représenté par l’abréviation de l’élément et les électrons par des boules noires qui se trouvent sur des couches bien spécifiques en un nombre déterminé.

Comment Bohr explique la stabilité de l’atome, même après une perte d’énergie ? Par le fait que les électrons possèdent des orbites bien déterminées. C’est ce qui est représenté sur le second schéma. L’électron va produire un photon (particule d’énergie lumineuse) et va baisser dans le nombre des couches. Au plus l’électron va baisser de couche, au plus l’énergie lumineuse sera importante.

En aucun cas, l’électron ne baissera d’un couche supplémentaire s’il se trouve déjà sur la dernière. Ce dernier n’est plus capable de céder de l’énergie.

À l’inverse, si on fournit de l’énergie à un électron, ce dernier va « monter » dans les couches ; or, pour que l’atome soit stable, l’électron doit revenir à sa position d’origine. Il va donc émettre de la lumière pour revenir à son état d’origine. Dans l’exemple ci-dessus, on fournit une énergie thermique : la flamme. Dans le verre de montre de gauche, la flamme rouge est typique du strontium et celle de droite est caractéristique du cuivre.

–> Les électrons gravitent autour du noyau sur des couches et en nombre bien précis

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