Pourquoi les électrons ne s'écrasent-ils pas au centre de l'atome ?

Les électrons ne s'écrasent pas sur le noyau parce qu'ils ne peuvent occuper que certaines orbites fixes, sans rien entre les deux. La physique classique disait l'inverse. Toute particule chargée qui accélère perd de l'énergie en rayonnant, et un électron qui tourne autour d'un noyau accélère en permanence. Il devrait donc spiraler vers l'intérieur et s'effondrer presque aussitôt. Tous les atomes auraient dû s'écraser depuis longtemps. Ce n'est manifestement pas le cas.

Le noyau lui-même fut une surprise. En 1909, Hans Geiger et Ernest Marsden tirent des particules alpha sur une fine feuille de métal, en s'attendant à ce qu'elles la traversent. Quelques-unes rebondissent presque droit en arrière. Ernest Rutherford dira plus tard que c'était comme tirer un obus sur du papier à cigarette et le voir revenir vers soi. Seule explication : un noyau minuscule, dense et positif, qui concentre presque toute la masse de l'atome. Rutherford n'a jamais dit comment les électrons s'organisaient autour.

En 1913, Niels Bohr comble ce vide. Au congrès Solvay de 1911, les physiciens avaient discuté du fait que la constante de Planck, le nombre derrière les paquets de lumière, devrait entrer dans les lois du mouvement des électrons. Bohr suppose tout simplement que l'atome est stable. Dans son modèle, les électrons ne circulent que sur des orbites autorisées, chacune avec une énergie fixe, et ne rayonnent rien tant qu'ils y restent.

Un électron n'émet de la lumière que lorsqu'il saute d'une orbite haute vers une orbite plus basse. L'énergie du photon correspond exactement à l'écart entre les deux orbites. Comme chaque saut a une taille fixe, chaque saut donne une couleur exacte. Pour l'hydrogène, cela expliquait les raies spectrales mesurées depuis des décennies. Le modèle ne marchait bien que pour les atomes semblables à l'hydrogène, et une théorie quantique plus complète l'a remplacé dans les années 1920, mais ses niveaux d'énergie fixes sont restés.