Les spectres continus de latome et de la molécule dhydrogène
4 févr. 2008 daire s'efface les raies de Balmer prennent une grande intensité et le spectre continu change et devient purement atomique : il est alors ...
[PDF] Chap II : Les spectres atomiques
Quatre raies d'émission dans le visible. Spectre discontinu. (Série de Balmer). II.2. Spectre de l'atome d'hydrogène. 400. 800 λ / nm. Hydrogène. Soleil.
O5 SPECTROSCOPIE
- Déterminer la longueur d'onde des raies de la série de Balmer (no=2; n=34
DEUG S
en kcal W = 28 000 kcal par m3 d'hydrogène ce qui est énorme comme énergie nécessaire à son ionisation. 6) Les différentes séries de raies du spectre de l'atome
Latome dhydrogène
série de Balmer. Un double défi pour la physique classique. ✓ Spectre constitué de raies discrètes (Balmer Rydberg). Modèle de Bohr : seules certaines
Objectif général de lexpérience 1 Introduction
Figure 1: Niveaux d'énergie de l'atome d'hydrogène et transitions correspondant aux séries de Lyman raies de la série de Balmer (voir Figure 1) pour l ...
Physique atomique et nucléaire
de Balmer de l'hydrogène. Objectifs expérimentaux. Observation des raies du spectre de l'hydrogène atomique avec un réseau haute résolution. Mesure des
CHM-10098 Structure moléculaire Exercices du chapitre 2: Latome
raies de Lyman Balmer et Paschen de l'hydrogène. Indiquer dans quel domaine du spectre électromagnétique ces ondes se situent. Réponses: Lyman: 91.1(UV) et ...
TD - Série 2: ATOMISTIQUE
limite des séries de LYMAN BALMER et PASCHEN première raie et de la raie Un atome d'hydrogène initialement à l'état fondamen. Pr. Ahmed AIT HOU.
Physique atomique et nucléaire
Déterminer les fréquences des spectres Hα Hβ
Les spectres continus de latome et de la molécule dhydrogène
L'hydrogène peut émettre deux spectres de raies bien distincts : le premier d'origine atomiques
Physique atomique et nucléaire
Spectres de raies. ENREGISTREMENT ET EVALUATION DE LA SERIE DE BALMER DE L'HYDROGENE ET Le spectre de raies de l'atome d'hélium qui ne contient pour-.
Chap. II : Les spectres atomiques
état stable une lumière. Quatre raies d'émission dans le visible. Spectre discontinu. (Série de Balmer). II.2. Spectre de l'atome d'hydrogène.
EXPERIENCE SPECTRE DE RAIES DE LHYDROGÈNE ET
Observer les quatre raies spectrales visibles de l'hydrogène En effet
SPECTRE DE RAIES ET LA CONSTANTE DE RYDBERG
L'hydrogène est l'atome le plus simple et possède également spectrales;. 3. de dire ce qu'on entend par la série de Balmer et la constante de Rydberg.
Exercice III-2 : Spectres de latome dhydrogène et de lion Li2+
2- Calculer le nombre d'onde en cm-1 ainsi que les longueur d'onde en nm pour les raies extrêmes de chacune des deux premières séries (Lyman nj = 1 Balmer nj =
Expérience de Balmer - Rydberg
Balmer - Rydberg L'hydrogène est le premier atome de la classification périodique et aussi le ... la série des raies porte le nom de série de Lyman.
Latome dhydrogène
Spectre constitué de raies discrètes (Balmer Rydberg). Modèle de Bohr : seules certaines orbites sont L'atome d'hydrogène en mécanique quantique.
O5 SPECTROSCOPIE
- Déterminer la longueur d'onde des raies de la série de Balmer (no=2; n=34
Exercices : autour des spectres démission et dabsorption
nm combien de raies de la série de BALMER appartiennent au domaine visible ? Quelles Exercice 6 : spectroscopie d'émission de l'atome d'hydrogène.
L’Atome d’hydrogène (Partie I) - univ-oebdz
Les nombres d’onde de toutes ces séries de l’atome d’Hydrogène peuvent être définis par la formule suivante dites formule généralisée de Balmer-Rydberg 1 ? = R H 1 m2 ? 1 n2 Structure atomique Plusieurs modèles de l’atome d’H ont été proposés-Modèle Planétaire de l’atome d’hydrogène (Rutherford) :
COURS D’ATOMISTIQUE - Chimie Physique
Chapitre I STRUCTURE DE L'ATOME CONSTITUANTS DE LA MATIERE INTRODUCTION La matière est formée à partir de grains élémentaires: les atomes 112 atomes ou éléments ont été découverts et chacun d'eux est désigné par son nom et son symbole
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dérite par l’életron autour du noyau de l’atome d’hydrogène qui est aratérisée par la valeur n=1 déterminer: •1 le rayon de la première orbite en ( A°) •2 la vitesse de l’életron pour l’état fondamental de l’atome d’hydrogène •3 les énergies qui correspondent aux trois premiers niveaux ( en eV) •Données
Quelle est la relation entre les quatre raies de l'hydrogène et les longueurs d'onde ?
La mise en évidence des quatre raies de l'Hydrogène et la mesure précise de leurs longueurs d'onde permirent à Johann Jakob Balmer d'établir la relation qui les lie. Il releva que les longueurs d'onde des raies alors connues sont les termes d'une suite qui converge vers 3 645,6 Ångströms (notés Å ).
Quels sont les raies de la série de Balmer ?
Les raies visibles de la série de Balmer correspondent à n = 2. En 1916 Lyman a étudié la série qui correspond à n = 1, Paschen la série n = 3, Brackett la série n = 4 et Pfund la série n = 5. Chaque série comporte une infinité de raies dont les longueurs d'onde convergent vers la limite 1 / ? (n - ?) = R H / n 2.
Comment calculer l'énergie d'un atome d'hydrogène ?
L'énergie de l'électron de l'atome d'hydrogène est quantifiée. On montre que l'énergie de chaque niveau est donnée par E (n) = m.e 4 / 8.? 02 .h 3 .c.n 2. La constante R H = m.e 4 / 8.?0 2 .h 3 .c =1,097373.10 7 m ? 1 est la constante de Rydberg. On peut la convertir en une constante énergétique : R = hcR H = 13,6057 eV.
Comment calculer la série de Balmer ?
Soit 1 / ? (n - p) = R H ( 1 / n 2 ? 1 / p 2 ). Les raies visibles de la série de Balmer correspondent à n = 2. En 1916 Lyman a étudié la série qui correspond à n = 1, Paschen la série n = 3, Brackett la série n = 4 et Pfund la série n = 5.
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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 EBThéorie 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 = 6,625610-34 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 atomiquesE=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 sonétat stable, une lumière.
Quatre raies d'émission
dans le visibleSpectre discontinu
(Série de Balmer)II.2. Spectre de l'atome d'hydrogène400800
l / nmHydrogèneSoleilSpectre 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 > 2RH : constante de Rydberg
(relative à l'hydrogène) RH = 1,096775107 m-1 =RH1 22-1p2ii. 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>nChap. II : Les spectres atomiques
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. InterprétationChap. 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 mathématiqueÛ 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=-14πε0
×e2
r2 Ec=14mv2,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 = 21,7910-19 J Unité d'énergie très mal adaptée ! Électron Volt (eV) : 1 eV = 1,60210-19 J En=-A n2avecA=m0e48ε0
2h2(n:nombrequantiqueprincipal)En=-13,6
n2eVpour l'atome d'hydrogèneChap. 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 eVConséquencesCas des hydrogénoïdes
Définition : hydrogénoïde = édifice monoatomique possédant un seul électronEx : 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 hcEn=-AZ2
n2(J)ouEn=-13,6Z2 n2(eV)avecZ:numéroatomiqueChap. II : Les spectres atomiques
Niveaux d'énergie des électronsEnergie
0 EnEpEMISSION
n < phνE=hν=Ep-EnJ
hν=AZ2(1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2(1 n2-1 p2)J̄ν=1
λ=AZ2
hc (1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2 hc(1 n2-1 p2)m-1Chap. II : Les spectres atomiques
Niveaux d'énergie des électronsEnergie
0 EnEpABSORPTION
n < phνE=hν=Ep-EnJ
hν=AZ2(1 n2-1 p2)=13,6×1,602×10-19×Z2(1 n2-1 p2)J̄ν=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[PDF] comment nomme t on l'action de mesurer une masse
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