ENP d’ORAN
Département de FPST 1ère année FPST Chimie I
En se basant sur le modèle planétaire de Rutherford et envisageant des orbites circulaires, Bohr a conçu un modèle de l'atome.
Ce dernier a été établi pour l’atome d'hydrogène.
Le modèle de Bohr s'appuie aussi sur les travaux de Planck et
d'Einstein, autrement dit sur la notion d'onde et de quanta d'énergie, ce qui a mené au concept quantique de la structure de l'atome et son modèle actuel, appelé le modèle ondulatoire.
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Planck observa que tous les solides émettent des rayonnements électromagnétiques, quelle que soit la température. Une onde électromagnétique résulte du mouvement des charges électriques. Elles correspondent aux oscillations couplées d’un champ électrique et d’un champ magnétique
qui sont perpendiculaires et se
propagent dans l'espace de façon progressive et périodique.
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Il existe divers types de rayonnements électromagnétiques
et
tous
sont
caractérisés par une longueur d'onde et une fréquence.
Une longueur d'onde (λ) est la distance entre deux sommets de deux cycles consécutifs. La fréquence ν est le nombre de cycles qui passent en un point donné par unité de temps s. λ et ν sont reliées par l'équation suivante :
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c : célérité ou vitesse de propagation de l’onde électromagnétique ne dépend que du milieu dans lequel la propagation a lieu .
Dans le vide, la célérité a sa valeur maximale qui est une constante universelle : c0 = 2,997 924 58.108 m.s–1, valeur fréquemment arrondie à 3.108 m.s–1.
La large gamme de longueurs d'onde observables est appelée "spectre
électromagnétique". Celui-ci s'étend en fréquence approximativement de 10 à 1024 Hz (ou s-1).
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C'est un spectre continu dans lequel on distingue différents domaines, selon des longueurs d'onde: γ, RX, UV, visible, IR, microondes et ondes radio . Les ondes
radars sont situées entre les microondes et les ondes radio.
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Domaine spectral
Longueur d'onde
Rayons Gamma
< 0,1 nm
Rayons X
0,1 – 10 nm
Ultraviolet (UV)
10 – 400 nm
Visible
400 – 800 nm
Infrarouge (IR)
800 nm – 1 mm
Micro-ondes
1 mm – 1 m
Ondes Radio
>1m
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Les atomes sont munis d’une capacité naturelle d’absorber les différents
rayonnements électromagnétiques.
L’absorption se fait d’une manière discontinue (par portions finies), autrement dit si on émet de la lumière
blanche sur un atome
d‘hydrogène, seulement certaines longueurs d'onde vont être absorbées
par ce dernier.
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Ceci se traduit par l'apparition, dans le spectre visible continu, des raies noires qui constituent un spectre de raies caractéristique de l’H qui va permettre son identification.
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Max Planck fut le premier à établir une relation entre la fréquence et l’énergie, après qu’il a constaté que lorsqu'on chauffe une barre de fer, elle va émettre une lumière rouge, puis jaune et enfin blanche. On peut donc, à chaque couleur du spectre électromagnétique, associer une valeur d'énergie :
h: cste de Planck = 6,626.10–34J·s, ν : fréquence du rayonnement monochromatique (Hz).
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L'énergie
d'un
rayonnement
électromagnétique
est
absorbée
uniquement par quanta (du latin c’est le pluriel du quantum qui signifie une quantité), ou par multiples entiers d'un quantum.
On dit alors que l’énergie dans un atome varie d’une façon discontinue.
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En 1909 Albert Einstein interpréta la quantification du rayonnement de Planck en postulant que l'énergie électromagnétique existe sous forme de petites "particules" individuelles, chaque particule est un "grain" de lumière, appelée photon.
L'énergie d'un photon est égale à un quantum de Planck, elle peut être exprimée en "Joule" ou eV sachant que 1 eV = 1,602.10–19 J :
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Ainsi, Einstein fit apparaître le caractère dual onde-corpuscule de la lumière qui est à la fois de nature ondulatoire d’où la notion de longueur d’onde et de nature corpusculaire d'où la notion du photon.
D’une part on a :
et d’autre part on a la relation de relativité d’Einstein :
m est la masse du photon équivalente à l’énergie E. 13
En égalant (1) et (2), on trouve :
Cette relation traduit le double aspect ; ondulatoire et corpusculaire de la lumière. NB : La masse du photon n’est pas une "masse physique" mais c’est une "masse relativiste" car les photons sont des grains d’énergie mais pas des corpuscules de matière.
Le
mot
"lumière"
s’applique
à
l’ensemble
des
électromagnétiques du domaine visible (400 nm < λ < 800 nm).
radiations
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L’effet photoélectrique (découvert par Hertz en 1887) désigne l’émission d’électrons par la matière recevant un rayonnement électromagnétique. La lumière visible produit cette émission à la surface de plusieurs corps, en particulier les métaux alcalins (Na, K, Rb,…).
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Puisque la lumière apporte de l’énergie à tous les corps qui l’absorbent; une partie de cette énergie (Wextr) sert à extraire un électron du métal,
et l’autre partie va donner à l’électron éjecté (photoélectron)
une
énergie cinétique Ec tel que :
ν0 (ou la longueur d’onde λ0) est le seuil photoélectrique correspondant à la fréquence de la radiation fournissant l’énergie E0 qui représente le travail d’extraction d’un électron (Wextr).
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Il y a photoémission sous l’effet de toute radiation lumineuse d’énergie E > E0 ; si cette radiation a pour longueur d’onde λ :
L’effet photoélectrique est observé si :
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L’excitation électrique ou thermique des sels des éléments chimiques (composés ioniques) entraîne l’émission de la lumière. En analysant par spectroscope, elle donne toujours un spectre discontinu formé de raies
monochromatiques et un spectre continu.
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Les raies sont caractéristiques des atomes ou ions monoatomiques.
La partie continue du spectre (spectre de bandes) est due aux liaisons entre les atomes dans les molécules. En réalité, ce spectre continu est constitué de raies fines très serrées.
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Le spectre d’émission de l’atome d’H est obtenu par décharge électrique dans un tube contenant le gaz H2 sous faible pression ≈1mmHg, les
atomes excités émettent une lumière rouge. Un prisme permet d’analyser la lumière émise.
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On obtiendra sur plaque photographique plusieurs groupes de raies
lumineuses sur un fond obscur ce qui constitue le spectre d’émission de l’H. Chaque ensemble de raies est appelé une série et elle porte le nom du savant qui la découverte.
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Le modèle atomique de Bohr (1913) fut une étape importante dans
l’évolution de nos connaissances sur la structure de l’atome. Pour la première fois, le concept de quantification était appliqué à l’atome.
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Dans ce modèle d’atome stable,
l’électron de l’hydrogène décrive
autour du noyau des orbites circulaires.
Ceci est valable pour l’hydrogène et les hydrogénoïdes (les ions à un
seul électron : He+, Li2+, Be3+, ...).
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1er postulat : Le moment cinétique orbital de l’électron est quantifié. La norme du vecteur moment cinétique L = mvr définissant les plans de l’orbite et qui est par définition le produit vectoriel de r par la quantité de
mouvement P = m.v ne peut prendre que des valeurs égales à des multiples entiers de h/2π.
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est la constante de Planck réduite = h/2π, n est un entier positif. Il en résulte que seules certaines valeurs de r sont permises.
2ème postulat :
Lorsque l’électron décrit l’une des ces orbites permises ; l’atome ne rayonne pas, ces orbites sont appelées orbites stationnaires. Sinon, en produisant une énergie électromagnétique; l’électron tomberait en spirale sur le noyau.
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3ème postulat :
Un atome n’émet ou n’absorbe de rayonnement lumineux (photon d’énergie) que lorsque l’électron saute d’une orbite stationnaire à une autre (transition électronique). La fréquence ν du rayonnement est donnée par la relation :
E1 et E2, représentent respectivement les énergies de l’orbite la plus interne et l’orbitale la plus externe.
ΔE d’une radiation émise ou absorbée est strictement > 0 puisque la longueur d’onde est toujours positive.
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