Le spectre électronique de l ’hydrogène

Présentation au sujet: "Le spectre électronique de l ’hydrogène"— Transcription de la présentation:

1 Le spectre électronique de l ’hydrogène

2 Petit rappel

3 L’atome de BOHR NOYAU - Numéro Atomique Z = nombre de protons (charge +e)  symbole X pour chaque Z - Nombre de neutrons (sans charge) A - Z - Nombre de Masse A = p+ + no ATOME de Bohr a un cortège électronique Ze-. Les électrons sont sur des trajectoires appelées orbitales L ’atome est électriquement neutre Bohr est le premier a avoir imaginé appliquer le principe de la quantification à l'atome dès Il a basé sa réflexion sur les spectres d'émission de l'hydrogène et les travaux de Balmer. A ce moment on savait déjà depuis Rutherford qu'il y avait un noyau central très petit et des électrons autour assez loin. Dans son modèle, simpliste on le verra, il considère uniquement l'atome d'hydrogène et considère que le noyau (relativement très lourd, 2000 fois la masse de l'électron) est immobile et que l'électron tourne autour de lui en effectuant un mouvement circulaire uniforme sous l'effet de la force d'attraction électrostatique. La notation d’un noyau la plus fréquente est simplement AX. En effet, toutes les informations sont présentes : Z est donné par le symbole X (par exemple, pour le carbone Z = 6) et N = A – Z.

4 ENERGIES-SPECTRE EMISSION-HYDROGENE
Chaque état de l'atome d'hydrogène est caractérisé par son nombre quantique n. L'état fondamental (le plus stable) correspond à l’état de plus faible énergie soit n = 1. Un atome peut se retrouver dans un état excité : l'électron occupe alors un des autres niveaux permis (n = 2, 3, 4 etc.) La désexcitation complète ou partielle s'accompagne d'une émission d'énergie sous forme d'un photon. Dans le cas de l'hydrogène ce photon peut être dans le domaine du visible. C'est la série de BALMER (historique) qui correspond à la chute d'un niveau n > 2 sur le niveau 2. Les autres transitions permises sont soit plus énergétiques (l’électron redescend sur n = 1 et l'émission se fait dans l'UV : série de Lyman) soit moins énergétique (l’électron descend sur n = 3 (émission dans l'IR : série de Paschen) ou plus. Le grand succès du modèle de Bohr malgré ses limitations a été d'expliquer correctement ces spectres atomiques qui avaient été découverts expérimentalement.

5 l’atome d’un niveau d’énergie à un autre.
Une raie du spectre correspond à une excitation ou une désexcitation de l’atome d’un niveau d’énergie à un autre. Si un atome se désexcite et passe d’un niveau d’énergie Ei à un niveau d’énergie Ef , il émet une radiation monochromatique (une couleur) qui varie selon la quantité d’énergie émise ou absorbée :

6 SPECTRE D’EMISSION DE L’ATOME HYDROGENE
SERIE de LYMAN UV SERIE de BALMER visible n=2 n=1 n=3 Notez bien qu’une série correspond bien à toutes les émissions de rayonnement EM (photons) qui accompagnent les transitions vers une couche finale donnée : nf = 2 pour Balmer, 1 pour Lyman et 3 pour Paschen (quel que soit le niveau de départ). On peut encore citer Brackett pour nf = 4 et Pfund pour nf = 5 (IR plus lointain). SERIE de PASCHEN IR SPECTRE D’EMISSION DE L’ATOME HYDROGENE

7 En 1905, Einstein postule que ces quanta
d’énergie sont portés par des particules de masse nulle, non chargées se propageant à la vitesse de la lumière dans le vide ; ces particules sont appelées « PHOTON ». Rq : Passage d’un état excité à un autre par émission ou absorption d’un photon :

8 Les spectres On nomme spectre l’ensemble des photons absorbés ou émis par une substance Une substance absorbe ou émet un photon quand une de ses particules passe d’un niveau d’énergie à un autre E1 E2 Photon émis Photon absorbé

9 Visualisation d ’un spectre d ’émission
On peut visualiser le spectre émis par une substance en utilisant un instrument qui sépare le faisceau de lumière émise en ses longueurs d ’onde constituantes

10 Utilisation d ’un spectroscope
On peut voir le détail d’un spectre en utilisant un instrument nommé spectroscope Fente Prisme Substance émettrice Obturateur Écran On obtient sur l’écran des images de la fente

11 Spectres d ’émission continus
Certaines substances comme les solides chauds émettent des photons dans toutes les longueurs d ’onde : leur spectres sont continus 400 nm 500 nm 600 nm 700 nm Lumière visible u.v i.r Des détecteurs adéquats permettent de percevoir les photons ultraviolets ou infrarouges émis

12 Spectres d ’émission de raies
Certaines substances comme les éléments gazeux chauds émettent des photons dans certaines longueurs d ’onde seulement C ’est le cas de l ’hydrogène Lumière visible u.v i.r 400 nm 500 nm 600 nm 700 nm On nomme le type de spectre obtenu spectre de raies

13 Spectre caractéristique de chaque élément chimique
Hg Na Ne

14 Origine des spectres d’émission de raies
Selon les théories atomiques modernes, les spectres de raies sont d’origines électroniques Les électrons d’un atome peuvent occuper différents niveaux énergétiques -2,0x10-18J -1,6x10-18J -1,2x10-18J -0,8x10-18J -0,4x10-18J 0 J n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 Photons u.v Photons visibles Photons i.r Les niveaux d ’énergie de l ’électron de l ’hydrogène se calculent par l ’équation de Rydberg : En = -2,18x10-18 n2 Des photons sont émis lorsque des électrons excités dégringolent des niveaux supérieurs vers les niveaux inférieurs

15 ENERGIES-SPECTRE EMISSION-HYDROGENE
Chaque état de l'atome d'hydrogène est caractérisé par son nombre quantique n. L'état fondamental (le plus stable) correspond à l’état de plus faible énergie soit n = 1. Un atome peut se retrouver dans un état excité : l'électron occupe alors un des autres niveaux permis (n = 2, 3, 4 etc.) La désexcitation complète ou partielle s'accompagne d'une émission d'énergie sous forme d'un photon. Dans le cas de l'hydrogène ce photon peut être dans le domaine du visible. C'est la série de BALMER (historique) qui correspond à la chute d'un niveau n > 2 sur le niveau 2. Les autres transitions permises sont soit plus énergétiques (l’électron redescend sur n = 1 et l'émission se fait dans l'UV : série de Lyman) soit moins énergétique (l’électron descend sur n = 3 (émission dans l'IR : série de Paschen) ou plus. Le grand succès du modèle de Bohr malgré ses limitations a été d'expliquer correctement ces spectres atomiques qui avaient été découverts expérimentalement. n=2

16 Spectres d ’absorption
En plaçant un élément gazeux devant une source de lumière blanche on peut obtenir le spectre d ’absorption de l ’élément Ampoule Lumière blanche Contenant d’hydrogène Le spectre d ’absorption comporte des raies noires dans les mêmes positions que les raies d ’émission

17 Origine des spectres d ’absorption
L ’absorption implique les mêmes niveaux énergétiques que l ’émission -2,0x10-18J -1,6x10-18J -1,2x10-18J -0,8x10-18J -0,4x10-18J 0 J n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 n = 6 Photons u.v Photons visibles Photons i.r Des photons sont absorbés lorsque des électrons passent des niveaux inférieurs aux niveaux supérieurs

18 Identifier un atome dans l’atmosphère d’une étoile
Spectre d’absorption Spectre d’émission