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Les points essentiels Lévolution du modèle atomique; Le modèle de Thomson; Le modèle de Rutherford; Le modèle atomique de Bohr; Le quantum. Retour sur.

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2 Les points essentiels Lévolution du modèle atomique; Le modèle de Thomson; Le modèle de Rutherford; Le modèle atomique de Bohr; Le quantum. Retour sur le spectre de lhydrogène; Les différentes séries;

3 Lévolution du modèle atomique

4 Les premiers modèles Les contraintes explication des lignes spectrales; explication des propriétés atomiques connues. Le modèle de J.J. Thomson sphères positive avec des électrons ici et là; les électrons oscillent en émettant de la lumière; le nombre délectrons --> poids atomique.. Échec Car ce modèle ne réussit pas à expliquer les lignes spectrales.

5 Lexpérience de Rutherford (1909) 1913 – Le physicien Anglais E. Rutherford utilise un faisceau de particules (5 MeV) (produit par lUranium) afin danalyser la structure atomique. Microscope Écran de Zinc Feuille dor Source Collimateur Représentation schématique de lappareil de Geiger-Mardsen

6 Résultats de lexpérience Observations la quasi totalité des particules ne sont pas déviées; un petit nombre de particule sont déviées avec de grands angles. Conclusion La charge nest pas répartie uniformément!

7 Le modèle de Rutherford Problèmes avec les électrons lélectron est immobile, mais alors il devrait tomber sur le noyau. lélectron se déplace --> émission de radiation --> perte dénergie -->trajectoire spirale --> lélectron tombe sur le noyau (t ~10 -8 s)

8 Le quantum Serait-il pensable quune source de lumière némette pas dondes électromagnétiques de façon continue, mais plutôt, des petits paquets distincts dénergie dans toutes les directions? Ces petits paquets dénergie seraient comparables à des particules élémentaires quon appellerait PHOTONS qui voyageraient à la vitesse de la lumière. Chaque photon ou QUANTUM posséderait une quantité dénergie dont la valeur serait donnée par: E = h f où E: énergie dun quantum (photon) en joules f: fréquence de la lumière associée à ce quantum (en Hz) h: constante de Planck ( = 6, –34 J.s).

9 Modèle atomique de Bohr 1913 – Physicien Danois Niels Bohr Électron en mouvement circulaire uniforme autour du noyau:

10 Les postulats de Bohr 1.Lélectron se déplace uniquement sur certaines orbites circulaires appelées « états stationnaires ». 2.Émission dun rayonnement seulement si lélectron passe dune orbite permise supérieure à une orbite permise inférieure. hf = E i – E f où, h est la constante de Planck et E i et E f représentent lénergie initiale (i) et lénergie finale (f).

11 3.Le moment cinétique de lélectron ne peut prendre que des valeurs entières multiples de. Les postulats de Bohr (n = 1, 2, 3, 4…)

12 Traitement mathématique doù: Énergie totale Selon le 1 er postulat: E, énergie totale de lélectron en MCU (vitesse v). U, énergie potentielle électrique due à lattraction de lélectron (charge –e) situé à une distance r du noyau de charge +e.

13 Traitement mathématique (suite) Selon le 2 ième postulat: Selon le 3 ième postulat: Méthode de résolution On isole v n dans troisième postulat que lon remplace dans le premier postulat pour isoler r n.

14 Traitement mathématique (suite) Pour lhydrogène on trouve:

15 Calcul dune longueur donde Lorsquun électron passe dun niveau dénergie supérieure à un niveau dénergie inférieure on obtient:

16 Exemple Quelle est la longueur donde émise lorsquun électron passe du niveau initial n i = 3 au niveau final n f = 2 ?: Solution Ici E 3 – E 2 = -1,51 eV – (-3,40 eV) = 1,89 eV Alors: (Soit la raie H )

17 Retour sur le spectre de lhydrogène n = 1 n= 6 n = 5 n= 4 n= 3 n = ,6 eV - 0,85 eV - 3,40 eV - 1,51 eV - 0,54 eV - 0,38 eV

18 Les différentes séries Sérienfnf nini Région Lyman12, 3, 4, 5 …UV Balmer23, 4, 5, 6 …Visible Pashen34, 5, 6, 7 …IR Brackett45, 6, 7, 8 …IR Pfund56, 7, 8, 9 …IR ……….

19 Exercices proposés 2203, 2205, 2208, 2209 et 2210.


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