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Les modèles atomiques. Les modèles atomiques. 1°) Modèle de Thomson (1902) : Latome Plum-Pudding Latome est décrit comme une sphère remplie dune «substance»

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1 Les modèles atomiques. 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)

2 2°) Modèle de Rutherford-Nagaoka (1909) : Latome planétaire Suite à lexpérience de la diffusion de particule 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.Rutherford

3 3°) Modèle de Bohr (1913) : Latome quantique Bohr postule que les électrons ne peuvent tourner que sur certaines orbites circulaires appelées états stationnaires Il y a émission dun rayonnement seulement si un électron passe dune orbite permise dénergie E 1 à une autre orbite dénergie inférieure E 0. La fréquence du rayonnement est donné par h = E 1 -E 0 À chaque orbite correspond un niveau dénergie E.

4 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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6 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.

7 2°) Exemple de spectre de raies dabsorption Spectre du Soleil vu depuis la Terre

8 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.Rutherford

9 Principe de lémission de lumière par un atome.

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11 Exemple de latome dhydrogène La théorie de Bohr permet de montrer que pour latome dhydrogène les niveaux dénergie permis sont donnés par la formule E n = -13,6/n 2 E n sexprime en électron-volt (eV) 1 eV = 1, J

12 Spectre de lhydrogène (partiel)

13 Série de Balmer de lhydrogène

14 Applications 1°) Déterminer la longueur donde et la couleur de la raie de lhydrogène (passage ou transition de n=5 à n=2) H = (E 5 -E 2 )/h Or E 5 = -13,6/5 2 = - 0,544eV = - 8, J Et E 2 = -13,6/2 2 = - 3,4eV = - 5, J Donc H 4, / 6, = 6, Hz Et = c/ = 4, m = 434 nm Couleur indigo (violet-bleu)

15 2°) Mêmes questions pour la transition 6-1 = 93,8 nm (ultra violet)

16 Ernest Rutherford ( )

17 Lexpérience de Rutherford


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