Où l'atome révèle sa structure interne ... (6/9)

Ce furent les lois empiriques régissant les spectres de raies des éléments, lois entièrement incompréhensibles jusqu'alors, qui furent pour nous un premier indice de l'importance du quantum d'action dans la stabilité et le rayonnement des atomes", reconnut Niels Bohr après qu'il ait établi son propre modèle de l'atome d'hydrogène (1913) - un modèle censé garantir la stabilité de sa structure interne et rendre compte de son spectre de raies par l'introduction, au sein du schéma planétaire d'Ernest Rutherford, de cet élément de discontinuité qu'est la constante de Planck. En quantifiant le moment angulaire de l'électron - en lui imposant de prendre des valeurs multiples entiers de h/2p -, Niels Bohr était parvenu à déterminer l'énergie des orbites stables, supposées circulaires, de l'électron autour d'un noyau de charge Ze :

où n désigne le nombre quantique principal, un nombre susceptible de prendre toutes les valeurs comprises entre 1 et l'infini.

A n = 1 correspondait ainsi l'état d'énergie la plus basse, soit l'état fondamendal de l'atome hydrogénoïde ou état le plus stable. De façon générale, à chaque valeur de n correspondait un état stationnaire caractérisé par une stabilité particulière ; en d'autres termes, seules étaient permises certaines orbites d'énergie constante - des orbites situées à certaines distances fixes du noyau. Dans ces conditions, le passage de l'électron d'une orbite à une autre, soit sa transition d'un état stationnaire à un autre, s'accompagnait nécessairement de l'absorption ou de l'émission d'un photon d'énergie hn précisément égale à la différence d'énergie entre l'état initial et l'état final du processus de transition considéré : hn = E₂ - E₁.

Etats d'énergie de l'atome hydrogénoïde.