Le modèle atomique que l`on connaît aujourd`hui n`est pas

1.1 Modèle nucléaire atomique
1.1.1 L’évolution du modèle atomique
Le modèle atomique que l’on connaît aujourd’hui n’est pas le
même que celui que l’on avait 200 ans passé. Le modèle atomique a
été influencé par les nombreuses recherches que les scientifiques
ont faites au fil des années. L’évolution du modèle atomique est un
résultat direct de ces découvertes.
Résumé- Schéma étiqueté des modèles atomiques
Démocrite
 Nomme l’atome
 Pas de schéma de l’atome
Dalton
 Premier modèle atomique
 aucunes particules subatomiques
 figure 3.1 p.119

Thomson
 Modèle plum-pudding
 p+ et e-
 figure 3.3 p.120
Rutherford
 Modèle nucléaire
 noyau, p+ et e-
 voir expérience de la feuille d’or
p.121
Bohr
 Modèle planétaire
 e- circulent sur des niveaux d’énergie,
noyau et p+
 figure 3.5 p.122
Travail
Faire la feuille d’exercices L’évolution du modèle atomique
(1 à 19)
Faire avec soin, car ce travail devient les notes pour la section
1.1.1 L’évolution du modèle atomique

1.1.2 Les spectres atomiques
Lorsque des atomes absorbent de l’énergie (par exemple,
lorsqu’on les expose à un courant électrique), on observe un motif
de raies de couleur discrètes séparées par des espaces de
longueur variable. Ce phénomène s’appelle le spectre atomique.
Chaque atome possède un spectre atomique différent.
(Voir figures 3.7 p.123 et 3.12 p.131)
N.B. Le spectre d’émission et le spectre d’absorption sont 2 types de
spectre atomique.

1.1.3 Lien entre le modèle de Bohr et le spectre de l’atome d’hydrogène
Bohr stipule :
 L’énergie émise et absorbée par un atome doit avoir des
valeurs spécifiques.
 Le changement d’énergie se produit lorsqu’un électron passe à
un niveau d’énergie plus élevé (spectre d’absorption) ou plus
faible (spectre d’émission).
 Lorsqu’un électron excité (électron qui a absorbé de l’énergie)
tombe d’un niveau d’énergie plus élevé à un niveau d’énergie
plus bas, il émet un photon (paquet d’énergie) ayant une
longueur d’onde spécifique qui correspond à l’une des raies de
couleur du spectre. (Voir figure 3.9 p.127)
raie de couleur du spectre

1.1.4 Isotopes : calcul du pourcentage d’abondance
Isotope : même sorte d’élément de masse différente
Apporter les élèves à réaliser que la masse atomique moyenne des éléments dans
le tableau périodique ne représente pas un nombre entier. Pourquoi?
Masse atomique moyenne =  masse atomique de l’isotope x quantité d’atomes de ce type d’isotope
quantité totale d’atomes
OU
Masse atomique moyenne =  masse atomique de l’isotope x % abondance
Exemple : Le néon possède 2 isotopes. La masse du néon
20 équivaut à 19,992u tandis que celle du néon 22 égale 21,991u.
Sachant que la masse atomique moyenne du néon est de 20,192u,
détermine le % abondance de chacun des isotopes. (réponse : néon
20 – 90% et néon 22 – 10%)