Les mod

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Les modèles atomiques.
1) Modèle de Thomson (1902) Latome
Plum-Pudding
Latome est décrit comme une sphère remplie dune
substance électriquement positive et fourrée
délectrons négatifs immobiles. (comme des
raisins dans un plumpudding)
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2) Modèle de Rutherford-Nagaoka (1909)
Latome planétaire
Suite à lexpérience de la diffusion de particule
a par une feuille dor de Rutherford, Nagaoka
propose un modèle dynamique où les électrons
tournent autour du noyau chargé positivement (les
points durs dans la matière) sous leffet de
forces dattraction électriques, comme les
planètes tournent autour du soleil sous leffet
de forces dattraction gravitationnelle.
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3) Modèle de Bohr (1913) Latome quantique
Bohr postule que les électrons ne peuvent tourner
que sur certaines orbites circulaires appelées
états stationnaires
À chaque orbite correspond un niveau dénergie E.
Il y a émission dun rayonnement seulement si un
électron passe dune orbite permise dénergie E1
à une autre orbite dénergie inférieure E0.
La fréquence n du rayonnement est donné par h
n E1-E0
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II Les spectres de raies

• Lorsquun gaz monoatomique est excité, ces atomes
  émettent de la lumière mais seules certaines
  radiations sont émises. On parle alors de spectre
  de raies démission.
• De même, certaines des radiations dune lumière
  blanche sont absorbées lors de la traversée dun
  gaz monoatomique . On parle alors de spectre de
  raies dabsorption.

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(No Transcript)
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1) Exemples de spectres démission

• Spectre dune lampe à vapeur de sodium
• Spectre dune lampe à vapeur de mercure
• Ces raies sont observable à laide dun
  spectroscope.

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2) Exemple de spectre de raies dabsorption

• Spectre du Soleil vu depuis la Terre

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3) Interprétation des spectres de raies
Les spectres de raies (démission ou
dabsorption) sont caractéristiques dun élément
chimique. Ils constituent donc une  carte
didentité  de lélément. Connus depuis le 19ème
siècle, la mécanique classique ne permet pas de
les comprendre. Il a fallu attendre les travaux
de Rutherford sur le modèle atomique pour les
rendre intelligibles.
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Principe de lémission de lumière par un atome.
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(No Transcript)
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Exemple de latome dhydrogène

• La théorie de Bohr permet de montrer que pour
  latome dhydrogène les niveaux dénergie permis
  sont donnés par la formule
• En -13,6/n2
• En sexprime en électron-volt (eV)
• 1 eV 1,6.10-19 J

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Spectre de lhydrogène (partiel)
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Série de Balmer de lhydrogène
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Applications

• 1) Déterminer la longueur donde et la couleur
  de la raie Hg de lhydrogène (passage ou
  transition de n5 à n2)

nHg (E5-E2)/h Or E5 -13,6/52 - 0,544eV -
8,70 10-20 J Et E2 -13,6/22 - 3,4eV - 5,44
10-19 J Donc nHg 4,56 10-19 / 6,62 10-34
6,90 1014 Hz Et l c/n 4,34 10-7 m 434 nm
Couleur indigo (violet-bleu)
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• 2) Mêmes questions pour la transition 6-1

l 93,8 nm (ultra violet)
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Ernest Rutherford (1871-1937)
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Lexpérience de Rutherford