1°) Modèle de Thomson (1902) : Les modèles atomiques. 1°) Modèle de Thomson (1902) : L’atome Plum-Pudding L’atome est décrit comme une sphère remplie d’une «substance» électriquement positive et fourrée d’électrons négatifs immobiles. (comme des raisins dans un plumpudding)

2°) Modèle de Rutherford-Nagaoka (1909) : L’atome planétaire Suite à l’expérience de la diffusion de particule a par une feuille d’or de Rutherford, Nagaoka propose un modèle dynamique où les électrons tournent autour du noyau chargé positivement (les points durs dans la matière) sous l’effet de forces d’attraction électriques, comme les planètes tournent autour du soleil sous l’effet de forces d’attraction gravitationnelle.

La fréquence n du rayonnement est donné par h n = E1-E0 3°) Modèle de Bohr (1913) : L’atome quantique Bohr postule que les électrons ne peuvent tourner que sur certaines orbites circulaires appelées états stationnaires À chaque orbite correspond un niveau d’énergie E. Il y a émission d’un rayonnement seulement si un électron passe d’une orbite permise d’énergie E1 à une autre orbite d’énergie inférieure E0. La fréquence n du rayonnement est donné par h n = E1-E0

II Les spectres de raies Lorsqu’un gaz monoatomique est excité, ces atomes émettent de la lumière mais seules certaines radiations sont émises. On parle alors de spectre de raies d’émission. De même, certaines des radiations d’une lumière blanche sont absorbées lors de la traversée d’un gaz monoatomique . On parle alors de spectre de raies d’absorption.

1°) Exemples de spectres d’émission Spectre d’une lampe à vapeur de sodium Spectre d’une lampe à vapeur de mercure Ces raies sont observable à l’aide d’un spectroscope.

2°) Exemple de spectre de raies d’absorption Spectre du Soleil vu depuis la Terre

3°) Interprétation des spectres de raies Les spectres de raies (d’émission ou d’absorption) sont caractéristiques d’un élément chimique. Ils constituent donc une « carte d’identité » de l’élément. 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.

Principe de l’émission de lumière par un atome.

Exemple de l’atome d’hydrogène La théorie de Bohr permet de montrer que pour l’atome d’hydrogène les niveaux d’énergie permis sont donnés par la formule En = -13,6/n2 En s’exprime en électron-volt (eV) 1 eV = 1,6.10-19 J

Spectre de l’hydrogène (partiel)

Série de Balmer de l’hydrogène

Couleur indigo (violet-bleu) Applications 1°) Déterminer la longueur d’onde et la couleur de la raie Hg de l’hydrogène (passage ou transition de n=5 à n=2) nHg= (E5-E2)/h Or E5 = -13,6/52 = - 0,544eV = - 8,70 10-20 J Et E2 = -13,6/22 = - 3,4eV = - 5,44 10-19 J Donc nHg = 4,56 10-19 / 6,62 10-34 = 6,90 1014 Hz Et l = c/n = 4,34 10-7 m = 434 nm Couleur indigo (violet-bleu)

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

Ernest Rutherford (1871-1937)

L’expérience de Rutherford