Atome: résumé

Première partie : Structure de l’atome Introduction L’écriture d’une formule aussi bien admise actuellement que H20 cache des notions très lointaines de l’observation immédiate et de l’intuition, et des concepts complexes qui ont eu du mal trouver l’adhésion générale de la communauté. Les modèles de l’atome et de la molécule, associés à la distinction entre élément chimique et corps simple, ont mis longtemps pour émerge . . A partir de Pantiquité, deux avancées cruciales vers un modèle où Patome possède une structure : découvertes de l’électron puis du noyau. . Les philosophes gr our expliquer la ma des éléments et théo d’invariants) 2. John Dalton (1766. 8 Swape nextp g systèmes théoriques Ons : théories at de l’existence elle hypothèse atomique (1804) : les combinaisons chimiques se font par unités discrètes, atome par atome, et les atomes d’un même élément sont identiques, et une loi des proportions multiples : deux éléments peuvent se combiner de diverses façons ; si le poids de l’un est pris comme référence, les poids de l’autre dans les combinaisons possibles sont entre eux dans des proportions simples.

Les atomes et leurs combinaisons sont représentés ‘aide de symboles. lois de proportions) 3. Amedeo Avogadro (1778-1856) propose en 1811 une loi sur les volumes, énoncée indépendamment par André-Marie Ampère (1775-1836) en 1814 : « Dans les mêmes conditions de température et de pression, des volumes égaux d Sv. ‘ipe to de gaz différents contiennent le même nombre de molécules. ».

Il associe plusieurs hypothèses qui jettent les bases de la théorie atomique moderne : (i) les particules les plus petites des gaz ne sont pas obligatoirement des atomes, (ii) il doit y avoir division des molécules lors d’une réaction chimique. 4. Joseph John Thomson (1856-1940) découvre l’électron (1897) puis effectue la mesure de la charge électronique (1898-1899). Il propose un modèle globulaire de l’atome : une boule d’électricité positive à l’intérieur de laquelle gravitent les électrons (1903). Il reçoit le prix Nobel de physique en 1906. . Ernest Rutherford (1871-1937) découvre les rayonnements n et 0 émis par l’uranium (1899) et reçoit le prix Nobel de chimie « pour ses recherches sur la désintégration des éléments et la chimie des substances radioactives » (1908). es particules D sont identifiées comme des atomes d’hélium ortant une double charge positive (1908). Rutherford pressent que ces particules chargées et hautement énergétiques devraient pouvoir servir de sonde pour l’étude de la structure de l’atome, supposé le siège de forces électriques très intenses.

Il réalise une série d’expériences avec Hans Geiger et Ernest Marsden consistant à étudier l’interaction entre un faisceau de particules D et une feuille métallique de faible épaisseur. Les résultats sont inattendus : l’essentiel du faisceau passe directement travers la feuille, très légèrement dévié, et un certain nombre de articules rebondissent sur la feuille à un angle de 900 et plus.

Leur interprétation conclut au caractère lacunaire de l’atome et l’invention d 38 angle de 900 et plus. Leur interprétation conclut au caractère lacunaire de l’atome et à l’invention du noyau : les particules Û sont des noyaux d’hélium (1909) et l’atome peut être décrit comme analogue au système solaire, un noyau central unique chargé positivement et entouré d’électrons gravitant sur des trajectoires circulaires (1 911).

Il. Etape suivante dans l’évolution du modèle de l’atome introduction de la quantification ; spectroscopie et modèle de Bohr Introduction de la quantification : les grandeurs associées aux particules de l’infiniment petit ne varient pas de manière continue ; matière et rayonnement ne doivent pas être traités séparément. 1.

Max Planck (1858-1947) développe la théorie des quanta (1900) et définit une nouvelle constante, le quantum d’action h (constante de Planck) pour interpréter les échanges d’énergie entre la matière et le rayonnement : les absorptions ou émissions d’énergie se font par quantités discrètes, multiples d’une quantité hl] pour une lumière monochromatique de fréquence ; plus la fréquence de la radiation est grande, plus le quantum correspondant contient de l’énergie.

Prix Nobel de physique en 1918. h : référence pour savoir si un objet peut être étudié avec la physique classique ou bien s’il doit être étudié avec la physique quantique ; comparer une grandeur relative à l’objet dans les conditions de l’étude et ayant les dimensions de h. valeur numérique : connaître l’ordre de grandeur (6,62. 10-34 J. s) 2. Albert Einstein (1879-1955) extrapole l’hypothèse des quanta de Planck et fournit une interprétation de l’effet photoélectrique (1905). hypothèse des quanta de Planck et fournit une interprétation de l’effet photoélectrique (1905). L’effet photoélectrique découvert par Heinrich Hertz (1857-1894) en 1887 consiste en l’émission d’électrons (détectés par le courant qu’ils transportent) par un métal lorsque de la lumière d’une fréquence supérieure à une fréquence seuil frappe la surface de l’échantillon.

Le fait que le courant (proportionnel au nombre d’électrons arrachés à chaque seconde) soit proportionnel à l’intensité du rayonnement incident traduisait la conservation de l’énergie ; par contre Heffet de « tout ou rien » estait inexpliqué. Cinterprétation repose sur l’idée que fénerge de la lumière est transportée par fractions discrètes : un rayonnement monochromatique de fréquence est constitué de grains d’énergie, les photons, particules de masse nulle se déplaçant dans le vide à la vitesse de la lumière c, et possédant une énergie D = h. et une quantité de mouvement p = h. n/c ; l’énergie arrive en « grains d’énergie » et l’émission d’un électron ne peut se produire que par suite de l’interaction avec un grain d’énergie au moins égale au travail d’extraction W. Les électrons éjectés par interaction avec des photons d’énergie supérieure à ce seuil, sont émis avec une énergie cinétique. e prix Nobel de physique est attribué à Einstein en 1921, pour la loi photoélectrique et ses travaux dans le domaine de la physique théorique. . Heinrich Geissler (1815-1879) est l’inventeur de tubes dits « de Geissler » permettant la caractérisation des gaz et contribue ainsi à l’essor de la « spectroscopie » (1856) ; il met au 4 38 caractérisation des gaz et contribue ainsi à l’essor de la « spectroscopie » (1856) ; il met au point la première pompe ide à mercure permettant d’obtenir une pression de Pordre du centième de millimètre de mercure (1857).

Un tube de Geissler possède à ses extrémités des électrodes entre lesquelles est appliquée une différence de potentiel (ddp) croissante. A l’intérieur d’un tel tube, un gaz sous faible pression (1,5 mbar) conduit à un mélange d’électrons, ions positifs, molécules et atomes ; ces atomes sont excités lors de collisions et se désexcitent avec émission de radiations électromagnétiques. Pour une certaine valeur de la ddp, on observe le passage d’un courant électrique et le tube devient luminescent.

On appelle « spectre atomique d’émission » le résultat de l’analyse de la lumière produite, exprimé par la succession des valeurs des énergies, fréquences, nombres d’onde ou longueurs d’onde qui composent cette lumière. Chacune de ces valeurs caractérise une « raie spectrale ». Relations entre les grandeurs caractérisant une raie (important) – h. c. o 4 Johann Jakob Balmer (1825-1898) a établi empiriquement (1885) une formule de récurrence reliant les longueurs donde des quatre raies alors connues du spectre atomique d’émission de l’hydrogène, 656 nm, 486 nm, 434 nm, 410 nm (dans le domaine u visible).

Cette « série » de raies est nommée série de Balmer. La formule de Balmer a servi de modèle pour l’expression des lois donnant les raies spectrales des autres séries du spectre (domaines situés de part et d’autre du visible, l’infrarouge et l’ultraviole s 8 l’ultraviolet). La symétrie algébrique de ces formules a confirmé une intuition de Walter Ritz, exprimée dans un principe de combinaison (principe de Ritz) : les deux termes de la formule de Balmer ont des existences propres.

Johannes Robert Rydberg (1854-1919), en étudiant les spectres e divers éléments chimiques, a mis en évidence l’importance de la constante R qui intervient dans cette loi et dont la valeur peut être obtenue avec une grande précision par la position des raies spectrales. Cette constante est appelée constante de Rydberg et sa valeur pour l’hydrogène est : RH = 1 0979708,014 0,013 m-1 Spectroscopie d’émission atomique. Le spectre d’émission atomique d’un élément est toujours constitué des mêmes raies . l est caractéristique de cet élément. Principe de combinaison de Ritz (Walter Ritz) : les deux termes de la formule de Balmer ont des existences propres. Constante de Rydberg pour fhydrogène est : RH = 10979708,014 0,013 m-1. 5. Niels Bohr (1885-1962) établit une synthèse entre l’existence d’un quantum d’action (issue de la théorie du rayonnement thermique de Planck et de l’interprétation de l’effet photoélectrique par Einstein) et le noyau atomique de Rutherford.

I produit un modèle quantifié de l’atome dhydrogène (1913) vu comme un système de deux particules : un électron de charge (-e) et de masse m décrivant une trajectoire circulaire plane de rayon r autour d’un noyau fixe de charge (+e), qui résout certaines ontradictions du modèle de Rutherford et permet l’interprétation des données spectroscopiqu 6 8 certaines contradictions du modèle de Rutherford et permet l’interprétation des données spectroscopiques expérimentales.

Postulats de base : (1) les orbites stationnaires (où l’émission de rayonnement est interdite) sont définies par un équilibre dynarmque entre la force d’attraction électrostatique entre noyau et électron donnée par la loi de Coulomb et l’effet centrifuge du mouvement orbitalaire ; (2) dans un état stationnaire, le rapport de l’énergie totale de l’électron à sa fréquence orbitalaire est un ultiple entier de h/2 ; cette condition est équivalente à une condition portant sur le moment cinétique orbital de l’électron qui doit être un multiple entier de h/2D : r. m. nh/2Ü (les vecteurs position r et vitesse v sont orthogonaux), avec n entier ; (3) il y a émission d’énergie seulement lorsqu’un électron subit une transition électronique entre deux orbites stationnaires, et non pas de manière continue ; (4) la fréquence de la radiation émise lors d’une transition entre deux orbites dont les énergies diffèrent de CE est 2E/h. Ça vaut la peine d’introduire déjà la notation de hbar, . L’application du principe fondamental de la dynamique conduit à une expression de l’énergie totale En de l’électron dans l’état caractérisé par le nombre n.

Les énergies sont comptées négativement. La valeur n = 1 définit l’état le plus stable de l’atome, état fondamental. Les valeurs obtenues pour n = sont : El – -13,60 ev et ao = 0,529-10-10 m. Une valeur de n > 1 définit un état où l’électron est moins fortement lié au noyau, appelé état excité. Lorsque n tend vers l’infini, Pélectron n’est pl l’infini, rélectron n’est plus lié au noyau: ratome est dans l’état ionisé. L’énergie (ou le potentiel) d’ionisation, énergie minimale nécessaire à ce processus, est donc égale El.

Une série de raies du spectre de l’atome d’hydrogène traduit ainsi un ensemble de transitions électroniques vers un niveau final donné. Les raies sont de plus en plus rapprochées et de moins en moins intenses vers les grandes énergies (faibles longueurs d’onde), puisque les niveaux deviennent alors eux-mêmes de plus en plus rapprochés et les états correspondants (de moins en moins liés) deviennent de moins en moins peuplés. Les valeurs ainsi calculées pour les fréquences caractérisant es raies du spectre sont en excellent accord avec les données expérimentales.

Modèle de Bohr : transitions Données expérimentales : séries du spectre états initiaux état final nom de la série domaine de radiations Lyman ultraviolet lointain Balmer visible et ultraviolet Paschen infrarouge proche Brackett pour l’énergie et le rayon d’une orbite traduisent une stabilisation de l’unique électron du système par rapport à l’hydrogène (pour une même valeur de n, l’énergie En et le rayon rn ont des valeurs inférieures à celles obtenues pour l’hydrogène).

Bohr reçoit le prix Nobel de physique en 1922. Ill. Mesure de la masse des atomes et découverte de la structure du noyau ; isotopie 1. Francis William Aston (1877-1945) met au point le premier « spectrographe de masse » (1919) : les atomes sont transformés en ions, à leur tour accélérés et soumis à l’action d’un champ électrique et d’un champ magnétique, induisant une déviation de leur point d’impact sur une plaque photographique qui varie comme le rapport masse/charge.

Il établit l’existence de deux isotopes du néon, de masses atomiques 20 et 22 et dans des proportions et 10%, faisant concorder les résultats de Thomson (proposant deux masses pour le néon, 20 ou 22) et de Ramsay (observant une masse moyenne de 20,2). Le terme « isotopes » avait été proposé par Soddy (1914) pour désigner les éléments radioactifs de même numéro atomique et de masses différentes et qui avait posé la question de l’existence d »sotopes d’éléments non radioactifs.

James Chadwick (1891-1974), découvrant le neutron (1932), permet de préciser la structure du noyau et d’interpréter l’existence d’isotopes. Prix Nobel de chimie en 1904 : sir William Ramsay (1852-1916), « pour la découverte des gaz rares dans l’air, leur détermination t leur placement dans la classification périodique des éléments » (découverte et baptême successifs de l’argon, de l’hélium, du krypton, du néon des éléments » (découverte et baptême successifs de l’argon, de l’hélium, du krypton, du néon et du xénon, constituant une nouvelle famille du tableau périodique).

Prix Nobel de chimie en 1921 : Frederick soddy (1877-1956), « pour ses contributions à la chimie des substances radioactives et ses recherches sur les origines et la nature des isotopes prix Nobel de chimie en 1922 : Francis William Aston (1877-1945), « pour sa découverte, râce au spectrographe de masse, d’un grand nombre d’isotopes élémentaires non radioactifs ainsi que pour Pénoncé de la règle des entiers pour les masses atomiques prix Nobel de physique en 1935 : James Chadwick (1891-1974). . Stade de description pour cette année : les particules constitutives de l’atome sont le noyau, lui-même constitué de nucléons, protons et neutrons, et les électrons. un élément est caractérisé par son « numéro atomique », noté Z, égal au nombre de protons du noyau. Dans l’atome neutre, les électrons sont en nombre égal à celui des protons du noyau : Z est aussi le nombre ‘électrons de l’atome neutre. A, le nombre de masse, est égal la somme Z + N, N étant le nombre de neutrons.