[PDF] Chap. II : Les spectres atomiques





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SPECTRE DE RAIES ET LA CONSTANTE DE RYDBERG

Par exemple la lumière émanant d'un tube à gaz à hydrogène est rosée résultat de la raie spectrale très intense de longueur d'onde ? = 656



Chap. II : Les spectres atomiques

Constante de Rydberg. Série de Balmer : p entier > 2 Formule de Ritz ... L'élaboration d'une théorie nécessite le choix d'un modèle.



Chapitre 10: Atome de Bohr

Cette formule que Johannes Robert. Rydberg généralisa en 1890



Le test de flamme

La formule de Rydberg peut être généralisée à tout ion b) Expliquer sur un exemple [H : 1 -> 2] le calcul réalisé dans la colonne « Variation d'énergie ...



Exercice n°1 : (8 points) Ici absorption de ? à partir du niveau n=2

Formule de Ritz-?Balmer pour un ion hydrogénoïde : Ici absorption de ? à partir du niveau n=2 donc Donner un exemple. (1 pt).



Interactions entre atomes de rubidium dans des états de Rydberg et

Dec 5 2011 l'efficacité du blocage de Rydberg



Mesure de la constante de Rydberg par spectroscopie à deux

Mar 9 2006 l'hydrogène autant que les formules de Balmer et de Rydberg pouvaient le ... exemple



Expérience de Balmer - Rydberg

Balmer - Rydberg. PrinciPe : quelques valeurs discrètes appelées niveaux d'énergie (modèle de Bohr). ... prévues par la formule de Rydberg-.





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Que permet alors de calculer la formule de Rydberg ? (COM). Les paramètres n1 et n2 ne sont pas explicitement interprétés dans le doc 3. Réponse attendue: lien 



Le Expérience 9 - Cégep de Sainte-Foy

spectre de l'hydrogène pouvaient être déterminées par une formule empirique dans laquelle on retrouvait la constante de Rydberg Dans cette expérience des raies spectrales seront observées et la relation entre la constante empirique de Rydberg et les paramètres physiques théoriques découlant du modèle de Bohr sera analysée



1 Exercice (sur 7 points) : ´etats de Rydberg d’un atome - ENS

1 3 On peut ´egalement pr´eparer d’autres esp`eces atomiques dans des ´etats de Rydberg Par exemple dans le cas du sodium (masse atomique A = 23 nombre d’´electrons Z = 11) on peut placer l’´electron de valence dans un ´etat tr`es excit´e les 10 ´electrons de cœur restant au voisinage du noyau S’attend-on a une di?



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Formule empirique de Balmer-Rydberg Rydberg : ? = 1 / ? = RH(1/22-1/n2) Balmer : ? = B n2 / n2 - 4 où n est un entier égal à 3 4 5 ou 6 et B une constante où ? est le nombre d'onde et RH la constante de Rydberg associée à l'hydrogène RH = 1096 107 m-1 Cette formule empirique fut ensuite généralisée en ? = 1 / ? = RH (1/n2

Qu'est-ce que la formule de Rydberg ?

La formule de Rydberg est une formule mathématique utilisée pour prédire la longueur d' ondede la lumière résultant d'un électron se déplaçant entre les niveaux d'énergie d'un atome. Lorsqu'un électron passe d'une orbitale atomique à une autre, l'énergie de l'électron change.

Qu'est-ce que la constante de Rydberg de l'hydrogène?

est la constante de Rydberg de l' hydrogène. et sont des entiers tels que . En fixant et avec allant de 2 à l'infini, les raies spectrales connues sous le nom de série de Lyman convergeant vers 91 nm sont obtenues par la même méthode :

Où se trouve le Feldberg ?

Le Feldberg se trouve dans le parc naturel du Haut-Taunus, sur le territoire de la commune de Schmitten dans l' arrondissement du Haut-Taunus. Il est situé au nord de la ville de Königstein . Le plateau du Feldberg est constitué en de nombreux endroits d'un quartz typique du Haut-Taunus.

Comment calculer la formule empirique de Balmer-Rydberg ?

Formule empirique de Balmer-Rydberg. Rydberg : ? = 1 / ? = RH(1/22-1/n2) Balmer : ? = B n2 / n2 - 4. où n est un entier égal à 3, 4, 5 ou 6, et B une constante. où ? est le nombre d'onde et RH la constante de Rydberg associée à l'hydrogène.

Chap. II : Les spectres atomiques

Chap. II : Les spectres atomiques

Qui dit spectre dit rayonnement !

La lumière c'est une onde ou une particule ???II.1. Le rayonnement (la lumière)

II.1.a. Nature ondulatoire (onde)

Les ondes lumineuses sont des ondes

électromagnétiques :

champ électrique + champ magnétique EBThéorie de Maxwell (fin 19ème) explique la plupart des

phénomènes : réflexion, réfraction, interférences, diffraction, ... ¡¡¡ Mais n'explique pas l'effet photoélectrique !!!

Chap. II : Les spectres atomiques

Des électrons sont éjectés si la fréquence du rayonnement incident est supérieure à un certain seuil !!! Effet photoélectriqueThéorie des quanta (Planck, 1900 ; Einstein, 1905)

E = h×ν

Quantum d'énergie

(énergie du photon)Constante de Planck (h = 6,625610-34 J.s.)Fréquence du rayonnement (Hz)II.1.b. Nature corpusculaire (particule)

L'énergie transportée par le

rayonnement est quantifiée " grain » de rayonnement ou photon (nom donné à la particule) Le photon est une particule sans masse propre Chap. II : Les spectres atomiques

E=h×ν=hc

λ=h×c×̄νavec̄ν=1

λ=nombred'onde(cm-1oum-1)

Les échanges entre la matière et le rayonnement sont quantifiés L'énergie échangée ne peut être inférieure à hν (on ne coupe pas un photon en morceaux...) toute énergie échangée est un multiple entier de hν (nombre entier de photons...)Chap. II : Les spectres atomiques II.1.b. Dualité onde-corpuscule, relation de De Broglie Louis De Broglie (1924) : A toute particule (photon, mais aussi électron,...) de quantité de mouvement P, est associée une onde de longueur d'onde λ vérifiant la relation : λ=h PCes deux aspects sont complémentaires. L'explication d'un phénomène fait appel à l'un ou l'autre de ces deux aspects (ondulatoire ou corpusculaire).

Chap. II : Les spectres atomiques

Les spectres atomiques sont de deux types : absorption et émission. Spectres d'absorption : La lumière traverse un échantillon (dans son état fondamental) et on observe à l'issue de cette traversée un spectre d'absorption. Spectres d'émission : On excite la matière qui émet, pour retourner à son

état stable, une lumière.

Quatre raies d'émission

dans le visible

Spectre discontinu

(Série de Balmer)II.2. Spectre de l'atome d'hydrogène

400800

l / nmHydrogène

SoleilSpectre continu

Chap. II : Les spectres atomiques

II.2.a. Classification des spectres (émission)

observation et étude expérimentale des spectres recherche d'une relation empirique qui permet de rendre compte des phénomènes observés (la longueur d'onde des raies d'émission). i. Constante de Rydberg Série de Balmer : p entier > 2

RH : constante de Rydberg

(relative à l'hydrogène) RH = 1,096775107 m-1 =RH1 22-1
p2ii. Formule de Ritz La relation de Balmer a été généralisée par Ritz en 1908 :

̄ν=1

λ=RH(1

n2-1 p2)netp∈ℕ p>n

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IR lointainIRProche IRVisibleUV lointaindomaine6, 7, 8,...5, 6, 7, ...4, 5, 6, ...3, 4, 5,...2, 3, 4,...p54321n1924

Pfund1922

Bracket1908

Paschen1885

Balmer1916

LymanSérie

Formule empirique Formule de Ritz

¡¡¡Aucune base théorique!!!

Échec de la physique classique

Niels Bohr fournit la première interprétation en 1913II.2.b. Interprétation

Chap. II : Les spectres atomiques

- choix d'un modèle censé représenter le problème - développement mathématique (calculs) pour aboutir à des grandeurs physiquement mesurables - confronter le résultat théorique avec l'expérience - si le modèle concorde alors c'est qu'il est bon !!!

- sinon il faut l'affiner ou en trouver un plus perfectionnéL'élaboration d'une théorie nécessite le choix d'un modèle

On représente le phénomène étudié par une image qui permet de le traduire sous forme mathématique

Û on " mathématise » le problème

Chap. II : Les spectres atomiques

Atome d'hydrogène

un noyau (un proton) autour duquel se déplace un électron.

Niels Bohr introduit deux postulats :

a) l'électron n'émet pas de lumière tant qu'il demeure sur certaines orbitales privilégiées (stationnaires) d'énergie donnée. b) l'électron ne peut passer que d'une orbitale stationnaire à une autre, d'un niveau d'énergie supérieur (inférieur) à un niveau d'énergie inférieur (supérieur).p(+e)fae(-e)v rModèle de Rutherford : - Trajectoire : loi de Coulomb A l'équilibre : mouvement circulaire et uniforme à la vitesse v - Énergie : ET = Ec + Ep Equipartition des énergies : spectre continu fa=-1

4πε0

×e2

r2 Ec=1

4mv2,Epot=-Ze2

4πε0r

Chap. II : Les spectres atomiques

transition discontinue, sous forme de quantum d'énergie A partir de cette hypothèse (et de la mécanique classique)

Bohr montre :

A = 21,7910-19 J  Unité d'énergie très mal adaptée ! Électron Volt (eV) : 1 eV = 1,60210-19 J En=-A n2avecA=m0e4

8ε0

2h2(n:nombrequantiqueprincipal)En=-13,6

n2eVpour l'atome d'hydrogène

Chap. II : Les spectres atomiques

Un photon est émis lorsque l'électron passe d'un niveau p à un niveau n (p>n)

123456∞

n2-1 p2)

Chap. II : Les spectres atomiques

Énergie d'ionisation :

Energie d'ionisation : Ei = E - E1 = 13,6 eVConséquences

Cas des hydrogénoïdes

Définition : hydrogénoïde = édifice monoatomique possédant un seul électron

Ex : ions He+, Li2+ et H bien sûr

Théorie de Bohr : elle s'applique aux hydrogénoïdes On retrouve la formule de Ritz : ̄ν=1

λ=RH(1

n2-1 p2)avecRH=A hc

En=-AZ2

n2(J)ouEn=-13,6Z2 n2(eV)avecZ:numéroatomique

Chap. II : Les spectres atomiques

Niveaux d'énergie des électronsEnergie

0 EnEp

EMISSION

n < phν

E=hν=Ep-EnJ

hν=AZ2(1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2(1 n2-1 p2)J

̄ν=1

λ=AZ2

hc (1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2 hc(1 n2-1 p2)m-1

Chap. II : Les spectres atomiques

Niveaux d'énergie des électronsEnergie

0 EnEp

ABSORPTION

n < phν

E=hν=Ep-EnJ

hν=AZ2(1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2(1 n2-1 p2)J

̄ν=1

λ=AZ2

hc (1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2 hc(1 n2-1 p2)m-1quotesdbs_dbs29.pdfusesText_35
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