Les points essentiels L’évolution du modèle atomique; Le modèle de Thomson; Le modèle de Rutherford; Le modèle atomique de Bohr; Le quantum. Retour sur le spectre de l’hydrogène; Les différentes séries;

L’évolution du modèle atomique

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 d’électrons --> poids atomique.. Échec Car ce modèle ne réussit pas à expliquer les lignes spectrales.

L’expérience de Rutherford (1909) 1913 – Le physicien Anglais E. Rutherford utilise un faisceau de particules a (5 MeV) (produit par l’Uranium) afin d’analyser la structure atomique. Microscope Écran de Zinc Feuille d’or Source a Collimateur Représentation schématique de l’appareil de Geiger-Mardsen

Résultats de l’expérience Observations la quasi totalité des particules a ne sont pas déviées; un petit nombre de particule a sont déviées avec de grands angles. Conclusion La charge n’est pas répartie uniformément!

Le modèle de Rutherford - - - + - - - - - Problèmes avec les électrons l’électron est immobile, mais alors il devrait tomber sur le noyau. l’électron se déplace --> émission de radiation --> perte d’énergie -->trajectoire spirale --> l’électron tombe sur le noyau (t ~10-8 s).

Le quantum Serait-il pensable qu’une source de lumière n’émette pas d’ondes électromagnétiques de façon continue, mais plutôt, des petits paquets distincts d’énergie dans toutes les directions? Ces petits paquets d’énergie seraient comparables à des particules élémentaires qu’on appellerait PHOTONS qui voyageraient à la vitesse de la lumière. Chaque photon ou QUANTUM posséderait une quantité d’énergie dont la valeur serait donnée par: E = h f où E: énergie d’un quantum (photon) en joules f: fréquence de la lumière associée à ce quantum (en Hz) h: constante de Planck ( = 6,626  10–34 J.s).

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

Les postulats de Bohr L’électron se déplace uniquement sur certaines orbites circulaires appelées « états stationnaires ». Émission d’un rayonnement seulement si l’électron passe d’une orbite permise supérieure à une orbite permise inférieure. hf = Ei – Ef où, h est la constante de Planck et Ei et Ef représentent l’énergie initiale (i) et l’énergie finale (f).

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

Traitement mathématique Selon le 1er postulat: E, énergie totale de l’électron en MCU (vitesse v). U, énergie potentielle électrique due à l’attraction de l’électron (charge –e) situé à une distance r du noyau de charge +e. Énergie totale d’où:

Traitement mathématique (suite) Selon le 2ième postulat: Selon le 3ième postulat: Méthode de résolution On isole vn dans troisième postulat que l’on remplace dans le premier postulat pour isoler rn .

Traitement mathématique (suite) Pour l’hydrogène on trouve:

Calcul d’une longueur d’onde Lorsqu’un électron passe d’un niveau d’énergie supérieure à un niveau d’énergie inférieure on obtient:

Exemple Quelle est la longueur d’onde émise lorsqu’un électron passe du niveau initial ni = 3 au niveau final nf = 2 ?: Solution Ici DE = E3 – E2 = -1,51 eV – (-3,40 eV) = 1,89 eV Alors: (Soit la raie Ha)

Retour sur le spectre de l’hydrogène - 0,38 eV - 0,54 eV - 0,85 eV - 1,51 eV - 3,40 eV - 13,6 eV

Les différentes séries nf ni Région Lyman 1 2, 3, 4, 5 … UV Balmer 2 3, 4, 5, 6 … Visible Pashen 3 4, 5, 6, 7 … IR Brackett 4 5, 6, 7, 8 … Pfund 5 6, 7, 8, 9 … ……….

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