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1 L ATOME. 2 1 ) Les premiers modèles de l atome 1.1) La découverte des particules fondamentales 1.1.1 ) La découverte de l électron. CathodeAnode Vers.

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1 1 L ATOME

2 2 1 ) Les premiers modèles de l atome 1.1) La découverte des particules fondamentales ) La découverte de l électron. CathodeAnode Vers pompe à vide Rayons cathodiques Fluorescence du verre - + V Expérience de Jean Perrin ( )

3 3 Expérience de Joseph Thomson ( ) J. Thomson étudie la trajectoire des électrons dans un champ magnétique et en déduit la valeur du rapport charge sur masse.

4 4 Expérience de Robert Millikan ( ) U C+C+ C -

5 5 Caractéristiques de l électron masse : m = 9, kg, ou 0,00055 u * charge : - e = - 1, C ( coulomb ) (*) 1 u ( unité de masse atomique) = 1/12 de la masse du nucléide

6 ) La découverte des noyaux et des nucléons Expérience de Ernest Rutherford ( ) Feuille d or Ecran fluorescent Emetteur de particules

7 7 Interprétation de l expérience de Rutherford ( )

8 ) La découverte du proton et du neutron C est encore Rutherford qui en 1919 met en évidence l existence du proton en « démolissant » des noyaux d azote. Il place un petit morceau de substance radioactive ( polonium) dans une atmosphère d azote. Les particules alpha émises par la substance radioactive sillonnent le gaz et certaines atteignent des noyaux d azote. En étudiant les atomes du gaz soumis à un champ magnétique, Rutherford montra que des particules portant une charge positive, égale en valeur absolue à celle de l électron, apparaissaient dans le gaz d azote. De plus leur masse était pratiquement identique à celle de l atome d hydrogène. Rutherford réalise à cette occasion la première transmutation d élément. Expérience

9 9 La découverte du neutron est une conséquence des réactions de transmutation, analogues à celle décrite précédemment. En effet l atome d oxygène produit par cette réaction nucléaire n est pas identique à l atome d oxygène naturel ? L atome d oxygène naturel a une masse atomique de 16 alors que celui obtenu par la réaction de Rutherford a une masse de 17. Les deux noyaux ont la même charge mais des masses différentes ( ce sont des isotopes ). Les noyaux comportent autre chose que des protons. Ce nouveau constituant du noyau, le neutron, est mis en évidence en 1932 par James Chadwick ( )

10 10 Les caractéristiques du proton et du neutron

11 11 1.2) Le modèle de Rutherford Description un noyau, dans lequel est concentrée presque toute sa masse, et chargé positivement : le noyau contient. N neutrons Z protons Z ? numéro atomique Z + N ? A : nombre de masse Charge totale du noyau ?+ Z e des électrons, qui évoluent autour du noyau dans un espace très grand par rapport au diamètre de ce noyau. L atome étant électriquement neutre le noyau est entouré par ? Z électrons L atome se compose de :

12 Conséquences L élément : un élément est l ensemble des atomes ou ions ayant le même numéro atomique Z ( même nombre de protons). Chaque élément possède un symbole : C, O, H Le nucléide : un nucléide est l ensemble des atomes dont les noyaux contiennent le le même nombre de protons et le même nombre de neutrons. Un nucléide est caractérisé par le couple des valeurs de Z et N. Les trois premiers atomes sont des nucléides du même élément : ce sont des isotopes. On appelle isotopes d un élément, des nucléides qui ont le même nombre de protons mais qui ont un nombre différent de neutrons.

13 13 masse atomique relative A r : Intérêt : il est beaucoup plus intéressant pour le chimiste de comparer entre elles les masses des différents atomes que de connaître les masses réelles de ces mêmes atomes. Le nucléide de référence est l isotope le plus abondant de l élément carbone c est à dire : Il lui a été attribué une masse de 12,00000 ce qui revient à dire que l unité de masse atomique (u.m.a. symbole u) représente le 1/12 de la masse d un atome de carbone 12. valeur absolue de l u.m.a. : 1, kg : elle est très légèrement inférieure à la masse d un nucléon. exemple : A r (K) = 39,102 u. Question : la classification périodique des éléments donne A r (C) = 12,011 u ! Proposer une explication. L élément carbone est un mélange de deux isotopes stables : de masse atomique relative 12,0000 de masse atomique relative 13,0030 Les abondances relatives de ces deux istopes, en nombre d atomes, sont respectivement de 98,89% et de 1,11% La masse atomique relative de l élément est donc une moyenne pondérée des masses atomiques relatives des deux isotopes.

14 14 Nombre de masse A : nombre total de nucléons : Z+N Masse atomique relative d un nucléide A r Masse atomique relative d un élément, moyenne pondérée des masses atomiques relatives des isotopes stables de cet élément. Masse molaire atomique d un nucléide qui est la masse d une mole d atomes de ce nucléide exprimée en g.mol -1. Numériquement, la masse molaire atomique d un nucléide est égale à sa masse atomique relative La mole est lunité de quantité de matière : cest la quantité de matière qui contient autant de particules quil y a datomes dans 12 g de carbone 12 : ce nombre de particules est le nombre d Avogadro : N A = 6, mol -1.

15 15 L expérience de Rutherford de Il utilise un dispositif mis au point par Charles Wilson ( ) La partie essentielle de ce dispositif est une enceinte remplie d une atmosphère sursaturée en vapeur d eau. Dans une telle atmosphère toute particule ionisée constitue un centre de condensation. Une particule ionisée en mouvement laisse donc une trace de fines gouttelettes d eau. Retour

16 16 L expérience de Chadwick de Il utilise aussi le dispositif mis au point par Charles Wilson ( ) Retour L expérience de Chadwick consiste à bombarder des atomes de béryllium avec des particules alpha. Il constate alors que la trajectoire de certains ions du gaz est déviée par une particule qui ne laisse aucune trace. C est donc que cette particule est électriquement neutre. L étude des déviations observées montre que cette nouvelle particule ( le neutron ) a une masse proche de celle du proton ( légèrement supérieure ).


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