Plan de cours

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.
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.
La fréquence n du
rayonnement est donné
par
h n = E1-E0
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.
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
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