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Atomistique

Par   •  12 Février 2018  •  3 715 Mots (15 Pages)  •  114 Vues

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→ La lumière blanche comprend toutes les longueurs d’ondes (Vert, bleu, rouge principalement représentée lors d’exercice)

La spectroscopie permet l’analyse des échanges d’énergie entre la matière et le rayonnement électromagnétique qui nous donnerons des spectres d’émissions ou des spectres d’absorptions.

Densité Optique : (Loi de Beer-Lambert) = E.l.C

Avec : E = Epsilon = Coefficient d’extinction molaire

l = Largeur de la cuve = 1 cm

C = Concentration de l’espèce chimique colorée (L.mol-1.cm-1)

- Les spectres d’émission atomique :

- Spectre d’émission :

Lorsque les éléments sont soumis à une excitation électrique ou thermique ils émettent de la lumière visible ou non qui analysé par spectroscopie donne toujours un spectre monochromatique discrète. Ces spectres de raies ont un ensemble de longueur d’onde des atomes ou des ions monoatomique. (DOC 2)

- Spectre d’absorption :

Si on éclaire un gaz avec une lumière blanche on constate après traversée du gaz l’absorption de certaines raies. Ces « raies noires » sont les mêmes que les raies du spectre d’émission pour le même gaz.

1.3 Les spectres de l’atome d’hydrogène :

Le spectre de l’atome d’hydrogène comme la plupart des spectres atomiques comportes des caractéristique dans l’Infrarouge (IR – 800 nm), la lumière visible, l’ultraviolet (UV – 400 nm)

→ Les raies sont réparties par série (série spectrale) que l’on appelle par le nom des spectroscopistes qui les ont découverts.

La 1ère série à avoir été découverte est celle de Balmer en 1885, cette étude le conduit à une formule (Visible) :

Fréq : 3.3 x 10^-15(¼ - 1/n²) (Hz)

Avec ni entier > 2 nf = 2

La 2ème série est celle de Lyman (UV) : Avec ni > 1 nf = 1

Et celles de Paschen (ni > 3 nf =3), Brackett (ni > 4 nf =4), Pfund (ni >5 nf =5) suivront par la suite (IR).

ͼ La relation de RITZ :

Θ = Nombre d’onde (cm-1) = 1/Lambda = 1/v/c = c/v

Θ = Rh x (1/n²f – 1/n²i)

Rh = Constante de Rydberg = 1.097373 x 107m-1

2 – La théorie des quantas et le modèle de Bohr :

2.1 Théorie de quanta :

(Le modèle de Rutherford ne décrit pas convenablement l’atome > RAPPEL)

Cette théorie repose sur l’idée que l’énergie ne peut pas être échangée entre la matière et le rayonnement d’une manière continue. C’est-à-dire que les échanges d’énergie qu’il s’agisse d’émission ou d’absorption ne peuvent avoir lieu que par multiples entier d’une quantité minimale d’énergie, cette quantité minimal vient du quantum. L’énergie comme la matière est alors discontinue. En ce qui concerne le rayonnement en plus de son aspect ondulatoire qui explique certains phénomènes ont va lui ajouter certains caractères corpusculaires.

Donc le rayonnement d’énergie sera décrit soit comme onde, soit comme énergie > photons.

PHOTONS : Les photons sont des « paquets » d’énergie dont la valeur dépend de la fréquence d’un rayonnement concerné. C’est la grandeur : Photon = h x fréq

Avec h = Constante de plank : 6.62 x 10-34 Js et Fréq = Fréquence Hz en s-1

→ Quand un atome stable va émettre un rayonnement de fréquence MU sont énergie va diminuer de h x MU

[pic 1]

Ea = Etat fondamental E = E – h x MU

E = E + h x MU

2.2 Modèle de Bohr :

En représentant le modèle de Rutherford et en y ajoutant 2 hypothèses (moment cinétique + énergie), Bohr a construit un modèle valable pour les hydrogénoïdes.

→ L’énergie de l’électron dans le champ d’attraction du noyau est quantifié. Cette énergie peut prendre que certaines valeurs déterminée. On parlera alors de niveau d’énergie pour électrons > Orbites différentes pour les électrons.

→ L’atome ne possède qu’un seul électron et ne peut exister que dans des états d’énergie quantifiés.

En = - Zn x A /n² Avec Z = nombre atomique = protons (VOIR DOC. 3)

→ Les échanges d’énergies ne peuvent se faire que par saut discontinue d’un niveau à un autre, ces sauts sont appelés des transitions électroniques.

E = Ef – Ei = h x MU (fréq)

En état fondamental un atome stable aura son électron à son niveau d’énergie au plus bas possible dès lors que l’électron sera dans un niveau supérieur alors il sera dans un état excité.

A l’état fondamental « n » représente le « nombre quantique » (DOC 4) et A (état fondamental) = -13.6eV

→ n = 1, état fondamental = stable

→ n = 2, 3, 4, 5… état excité = instable

La distance électrons – noyau n = n²

n = 1 > état fondamental = la plus petite distance

r = 1 = 5.3 x 10^-11 m r0 = Le rayon de Bohr.

An = n² x A1 / n=1 > n = +∞ → ionisation

H → H+ + e-

E = E+∞ - E1

E = 0 – (-13.6eV) = +13.6eV > Energie d’ionisation pour l’atome d’Hydrogène

3 – Les nombres quantiques et organisation du nuage électronique

3.1

...

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