Discours de présentation du professeur S.A. Arrhenius, président du comité Nobel de physique de l’Académie royale des sciences de Suède, le 10 décembre 1922
Votre Majesté, Vos Altesses royales, Mesdames et Messieurs.
Depuis que Kirchhoff et Bunsen (1860) ont introduit l’analyse spectrale, cette aide extrêmement importante à l’investigation a donné les meilleurs résultats. Pour commencer, on a collecté du matériel et étudié les spectres non seulement des objets terrestres mais aussi des corps célestes. La récolte a été splendide. Puis vint la deuxième étape de la recherche. On tenta de trouver des régularités dans la structure des spectres. Pour commencer, il était naturel d’essayer de comparer les différentes raies spectrales émises par un gaz incandescent avec les différentes notes que pouvait produire un solide en vibration. Les corps vibrants d’un gaz incandescent seraient dans ce cas ses atomes et ses molécules. Mais peu de progrès ont pu être réalisés sur cette voie. Il fallut se rabattre sur une autre méthode, c’est-à-dire essayer par le calcul d’établir le rapport entre les diverses vibrations qui pouvaient être émises par un gaz. L’hydrogène devait être le plus simple de tous les gaz. Le Suisse Balmer trouva en 1885 une formule simple pour la liaison mentionnée entre les raies de l’hydrogène telles qu’elles étaient connues à l’époque. Un grand nombre de chercheurs, tels que Kayser et Runge, Ritz, Deslandres, et surtout notre compatriote Rydberg, ont ensuite cherché des régularités similaires dans les spectres des autres éléments chimiques. Rydberg réussit à représenter leurs vibrations lumineuses au moyen de formules qui présentent une certaine ressemblance avec la formule de Balmer. Ces formules contiennent une constante qui a ensuite acquis une très grande importance et qui a été enregistrée parmi les valeurs universelles et fondamentales de la physique sous le nom de constante de Rydberg.
Maintenant, s’il était possible d’obtenir une idée de la structure de l’atome, bien sûr, cela constituerait un bon point de départ pour créer une conception des vibrations lumineuses possibles qui peuvent être émises par un atome d’hydrogène. Rutherford, qui a arraché à un degré si extraordinaire les secrets des atomes, avait construit de tels « modèles d’atomes ». Selon sa conception, l’atome d’hydrogène devrait être constitué d’un noyau positif, avec une charge unitaire, de dimensions extrêmement réduites, et autour duquel un électron chargé négativement devrait décrire une orbite. Comme il est probable que seules des forces électriques sont à l’œuvre entre le noyau et l’électron, et que ces forces électriques suivent la même loi que l’attraction gravitationnelle entre deux masses, la trajectoire de l’électron devrait être elliptique ou circulaire, et le noyau se situer soit à l’un des foyers de l’ellipse, soit au centre du cercle. Le noyau serait comparable au soleil et l’électron à une planète. Conformément à la théorie classique de Maxwell, ces mouvements orbitaux devraient donc émettre des rayons et par conséquent provoquer une perte d’énergie, et l’électron décrirait des trajectoires de plus en plus petites avec une période de révolution décroissante pour finalement se précipiter vers le noyau positif. La piste serait donc une spirale, et les rayons lumineux émis, qui nécessiteraient une période de vibration régulièrement décroissante, correspondraient à un spectre continu, ce qui, bien sûr, est caractéristique d’un corps solide ou liquide incandescent, mais pas du tout d’un gaz incandescent. Par conséquent, soit le modèle atomique doit être faux, soit la théorie classique de Maxwell doit être incorrecte dans ce cas. Une dizaine d’années auparavant, on n’aurait pas hésité à choisir entre ces deux possibilités, mais le modèle atomique aurait été déclaré inapplicable. Mais en 1913, lorsque Bohr a commencé à travailler sur ce problème, le grand physicien Planck de Berlin avait tracé sa loi du rayonnement, qui ne pouvait s’expliquer que par l’hypothèse, en contradiction avec toutes les notions précédentes, que l’énergie de la chaleur est dégagée sous forme de « quanta », c’est-à-dire de petites portions de chaleur, tout comme la matière est constituée de petites portions, c’est-à-dire d’atomes. A l’aide de cette hypothèse, Planck réussit, en toute conformité avec l’expérience, à calculer la distribution de l’énergie dans le rayonnement d’un corps hypothétiquement complètement noir. Par la suite (en 1905 et 1907), Einstein avait perfectionné la théorie quantique et en avait déduit plusieurs lois, telles que la diminution de la chaleur spécifique des corps solides avec la baisse de la température et l’effet photoélectrique, découverte pour laquelle il a reçu aujourd’hui le prix Nobel.
Par conséquent, Bohr n’a pas eu à hésiter dans son choix : il a supposé que la théorie de Maxwell n’est pas valable dans le cas présent, mais que le modèle atomique de Rutherford est correct. Ainsi, les électrons n’émettent pas de lumière lorsqu’ils se déplacent sur leurs traces autour du noyau positif, traces que nous commençons par supposer circulaires. L’émission de lumière aurait lieu lorsque l’électron saute d’une piste à l’autre. La quantité d’énergie qui est ainsi rayonnée est un quantum. Comme, selon Planck, le quantum d’énergie est le produit du nombre de vibrations lumineuses par la constante planckienne, désignée par la lettre h, il est possible de calculer le nombre de vibrations correspondant à un passage donné d’une orbite à l’autre. La régularité que Balmer a trouvée pour le spectre de l’hydrogène exige que les rayons des différentes orbites soient proportionnels aux carrés des nombres entiers, c’est-à-dire comme 1 à 4 à 9, et ainsi de suite. Et en effet Bohr a réussi, dans son premier traité sur cette question, à calculer la constante de Rydberg à partir d’autres grandeurs connues, à savoir le poids d’un atome d’hydrogène, la constante de Planck et la valeur de l’unité de charge électrique. La différence entre la valeur trouvée par l’observation et la valeur calculée de la constante de Rydberg ne s’élevait qu’à 1 pour cent ; et cette différence a été diminuée par des mesures plus récentes.
Cette circonstance attira aussitôt l’attention admirative du monde scientifique sur les travaux de Bohr et permit de prévoir qu’il résoudrait dans une large mesure le problème qui lui était posé. Sommerfeld a montré que ce que l’on appelle la structure fine des raies de l’hydrogène, c’est-à-dire le fait que les raies observées avec un spectroscope fortement dispersif sont divisées en plusieurs raies étroitement adjacentes, peut être expliquée conformément à la théorie de Bohr de la manière suivante. Les différentes pistes stationnaires pour le mouvement des électrons – si l’on ne tient pas compte de la piste la plus interne, qui est la piste ordinaire, et qui est appelée « orbite de repos » – peuvent être non seulement circulaires mais aussi elliptiques, avec un grand axe égal au diamètre de l’orbite circulaire correspondante. Lorsqu’un électron passe d’une orbite elliptique à une autre piste, le changement d’énergie, et par conséquent le nombre de vibrations pour les lignes spectrales correspondantes, est quelque peu différent de ce qu’il est lorsqu’il passe de l’orbite circulaire correspondante à l’autre piste. Nous obtenons donc deux lignes spectrales différentes, mais très proches l’une de l’autre. Pourtant, nous n’observons qu’un nombre de lignes plus petit que celui auquel nous devrions nous attendre selon cette vision des choses.
Les difficultés ainsi révélées, cependant, Bohr a réussi à les lever par l’introduction de ce qu’on appelle le principe de correspondance, qui a ouvert des perspectives entièrement nouvelles et de grande importance. Ce principe rapproche dans une certaine mesure la nouvelle théorie de l’ancienne théorie classique. Selon ce principe, un certain nombre de transitions sont impossibles. Le principe en question est d’une grande importance dans la détermination des pistes d’électrons possibles à l’intérieur des atomes plus lourds que l’atome d’hydrogène. La charge nucléaire de l’atome d’hélium est deux fois plus grande que celle de l’atome d’hydrogène : à l’état neutre, il est entouré de deux électrons. C’est l’atome le plus léger après celui d’hydrogène. Il se présente sous deux formes différentes : l’une est appelée parhélium, et est la plus stable, et l’autre est appelée orthohélium – on a d’abord pensé qu’il s’agissait de deux substances différentes. Selon le principe de correspondance, les deux électrons du parhélium, dans leur trajectoire de repos, parcourent deux cercles qui forment un angle de 60° l’un par rapport à l’autre. Dans l’orthohélium, par contre, les trajectoires des deux électrons se situent dans le même plan, l’une étant circulaire, tandis que l’autre est elliptique. L’élément suivant dont le poids atomique est le plus proche de celui de l’hélium est le lithium, avec trois électrons à l’état neutre. D’après le principe de correspondance, les pistes des deux électrons les plus internes se trouvent de la même manière que les pistes des deux électrons du parhélium, tandis que la piste du troisième est elliptique et a des dimensions beaucoup plus grandes que les pistes internes.
De la même manière, Bohr est capable, à l’aide du principe de correspondance, d’établir, dans les points les plus importants, la situation des différentes pistes d’électrons dans les autres atomes. C’est de la position des pistes électroniques les plus extérieures que dépendent les propriétés chimiques des atomes, et c’est sur cette base que leur valence chimique a été partiellement déterminée. Nous pouvons nourrir les meilleurs espoirs quant au développement futur de ce grand travail.
Professeur Bohr. Vous avez mené à bien la solution des problèmes qui se sont présentés aux investigateurs des spectres. Ce faisant, vous avez été obligé de faire usage d’idées théoriques qui divergent sensiblement de celles qui sont fondées sur les doctrines classiques de Maxwell. Votre grand succès a montré que vous avez trouvé les bons chemins vers les vérités fondamentales, et ce faisant, vous avez établi des principes qui ont conduit aux progrès les plus splendides, et promettent des fruits abondants pour les travaux de l’avenir. Puisse-t-il vous être accordé de cultiver encore longtemps, au profit de la recherche, le vaste champ de travail que vous avez ouvert à la Science.