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Le spectre de lhydrogène; Lévolution du modèle atomique; Le modèle de Thomson; Le modèle de Rutherford; Le modèle atomique de Bohr; Retour sur le spectre.

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

3 Fin du 19 ième Chaque élément est caractérisé par un ensemble de raies qui permettent de lidentifier – Mais Pourquoi ? 1885 – Mathématicien suisse Johann Balmer H H H H (nm) Spectre de lhydrogène

4 Formule de Rydberg-Ritz (alcalins Li, Na, K, et Cs) (R = 1,09737 x 10 7 m -1 )

5 1)Les atomes sont de dimensions microscopiques, ~ m. La lumière visible ne peur résoudre la structure quelques centaines de nm 2)Les atomes sont stables 3)Les atomes contiennent des charges négatives, des électrons, mais sont électriquement neutres. Un atome avec Z électrons doit aussi posséder le même nombre de protons (+Ze). 4)Les atomes émettent et absorbent des radiations EM (il y a interaction atome lumière)

6 Les gaz raréfiés peuvent être excités de façon à émettre de la lumière. On atteint ce résultat par un chauffage intense ou, plus couramment, par l'application d'une haute tension dans un tube à décharge contenant le gaz à basse pression. Comme les gaz excités n'émettent de la lumière que de certaines longueurs d'onde, l'analyse de cette lumière à travers la fente d'un spectroscope révèle un spectre de raies plutôt qu'un spectre continu

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8 explication des lignes spectrales; explication des propriétés atomiques connues

9 Le pudding de Thomson, la charge positive est répartie dans un tout petit volume qui est parsemée d'électrons. Ici, le nombre délectrons est proportionnel au poids atomique

10 Sir Joseph John Thomson était un physicien anglais né Chatham Hill en 1856 et mort à Cambridge en C'était un élève de Maxwell. En 1881, il découvrit l'électron, il détermina le quotient "e/m" de la charge par la masse de l'électron en 1887, puis la valeur de cette charge.

11 On peut représenter le mouvement doscillation de lélectron comme une masse reliée à deux ressorts. M.H.S

12 Lélectron à la position déquilibre oscille à la fréquence simple Où, R le rayon de latome, m la masse de lélectron La théorie classique nous enseigne que toute charge qui oscille (en mouvement) émet une radiation EM dont la fréquence est identique à la fréquence doscillation.

13 Émission dune radiation ave une fréquence identique à la fréquence doscillation. Mais lobservation nous impose un résultat différent (la série de Balmer). H H H H (nm) Spectre de lhydrogène

14 Physicien néo-zélandais ayant travaillé surtout en Angleterre, mais aussi à luniversité McGill de 1898 à 1907 Obtient le prix Nobel de chimie pour avoir démontré que la radioactivité provient de la désintégration spontanée de certains atomes (particules et ) Est le premier à avoir réussi la transmutation de la matière (N O) Célèbre pour son « expérience de la feuille dor »

15 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

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17 Particule alpha : Deux protons liés ensemble (noyau dhélium) Résultat auquel sattendait Rutherford selon le modèle de Thomson ++

18 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!

19 Latome est composé en majeure partie de vide La masse de latome est concentrée dans le noyau Les particules de charge positive sont appelées protons et composent le noyau Les électrons de masse négligeable et orbitent autour du noyau un peu comme des planètes autour du soleil Leur charge électrique est égale à celle des protons, mais de signe contraire (négatif), ce qui fait que latome est globalement neutre

20 Daprès la physique classique, un « modèle planétaire » dans lequel les électrons sont en orbites autour du noyau est mécaniquement stable mais selon la théorie de Maxwell, un électron en accélération (même centripète) émet un rayonnement. À cause de la perte dénergie correspondante, lélectron devrait tomber sur le noyau en s, suivant une spirale.

21 Le modèle de Rutherford est incapable dexpliquer la présence dun spectre discontinu.

22 Neils Bohr ( ) est sans doute l'un des savants les plus influents du XX e siècle, surtout en physique quantique. En 1922, il se voyait décerner le prix Nobel de physique pour ses travaux sur la structure de l'atome.

23 1913 – Physicien Danois Niels Bohr Électron en mouvement circulaire uniforme autour du noyau; Équilibre mécanique: F coulomb = mv 2 /r

24 1.Lélectron se déplace uniquement sur certaines orbites circulaires appelées « états stationnaires ».

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26 Un électron ne se déplace que sur des orbites où ont lieu des « résonances ». Quantification des longueurs donde.

27 2. Émission dun rayonnement seulement si lélectron passe dune orbite permise supérieure à une orbite permise inférieure. h = 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).

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

29 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 +Ze.

30 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.

31 Pour lhydrogène on trouve:

32 Selon le second postulat de Bohr et les équations précédentes: et (Soit 6 % décart)

33 Lorsquun électron passe dun niveau dénergie supérieure à un niveau dénergie inférieure on obtient:

34 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) = 1,89 eV Alors: (Soit la raie H )

35 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

36 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 ……….

37 Couches nombre n Couche lettre 1234klmn Le modèle atomique de Bohr est simple et utile pour comprendre certains concepts Les niveaux dénergie ou couches électroniques contiennent des e - Chaque niveau possède une énergie de blindage (E b ) e - qui passent à une couche supérieure gagnent de lénergie e - qui passent à une couche inférieure perdent de lénergie

38 Structure fine de lhydrogène Depuis 1887 (Michelson et Morley) on connaissait une structure fine de la raie H. Aucune transition du modèle de Bohr ne peut expliquer cette présence !

39 Les nombres quantiques n : nombre quantique principale; l : nombre quantique orbital; m l : nombre quantique magnétique orbital; m s : nombre quantique magnétique de spin; quatre nombres quantiques. Ces nombres quantiques sont reliés aux propriétés de l'électron. ValeursNombre quantiqueSignification n (1, 2...) principal désigne les couches K, L, M, N... l (0, 1,..., n-1) nombre quantique orbital l définit les sous- couches s, p, d... m l (-l,..., l-1, l)magnétique définit la partie angulaire de l'orbitale m s (-1/2, +1/2)magnétique de spin" l'état de spin "

40 couche k n = 1 2n 2 = 2 couche l n = 2 2n 2 = 8 couche m n = 3 2n 2 = 18

41 Il faut considérer la couche darrivée dun électron plus externe Toutes les couches sous-jacentes, plus profondes, sont saturées : leur contribution au moment magnétique est nulle La couche qui contient une vacance a nécessairement un électron non apparié : son spin m s = ± 1/2 La valeur de m l est telle que m l = ± 1/2 Le tableau suivant résume ces calculs

42 Série K M 3p M 3s M 3d 2 5/2 2 3/ /2 1 1/2 0 1/2 L 2p L 2s 1 3/ /2 0 1/2 N 4p N 4s N 4d N 4f 4 etc Les raies K sont doubles Les raies L sont… 7 en 3 groupes K K Série L Série M n m l K 1s1 0 1/2 1

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44 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

45 Photon se comporte à la fois comme une onde et un corpuscule De Broglie suggère de généraliser cette dualité à la matière

46 Observation des propriétés ondulatoires de la matière par diffraction ou par interférence:

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48 Observations

49 On observe le patron dinterférence quand même! Forcés dadmettre que les électrons passent par les deux fentes en même temps!!

50 Heisenberg (1927): Il est impossible de déterminer à la fois la position et la quantité de mouvement dune particule avec un degré de précision arbitraire: Relié à la nature ondulatoire de la particule

51 Tentative de détermination de la position avec un microscope: Lélectron « éclairé » subit un recul qui modifie son impulsion p par une quantité p impossible à déterminer

52 Conclusion: lacte simple dobserver un électron (ou toute autre particule ou objet) perturbe létat original de celui-ci dune manière indéterminée Au lieu de faire des prédictions déterministes précises sur l état ultérieur d un système, nous sommes contraints à déterminer les résultats possibles dune observation, en donnant les probabilités relatives de chacun de ces résultats.

53 Il y a des aurores de plusieurs couleurs. La couleur dépend des molécules qui sont excitées. Par exemple, la couleur verte qui est la plus fréquente, est émise par les molécules d'oxygène de l'atmosphère.

54 Spectre démission lumineuse de latome dhydrogène: Série de Balmer (enrichissement) Chaque couleur correspond à une transition entre deux niveaux dénergie H H H H

55 Faire les exemples 9.7, 9.8, 9.9 et 9.10 Répondre aux questions: 16 et 20 Faire les exercices: 37, 38, 41, 43 et 47. Aucun problème


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