Chapitre 2 : Spectre des Hydrogénoïdes et Modèle de BOHR
Formule empirique de Balmer-Rydberg Rydberg : σ = 1 / λ = RH(1/22-1/n2) Balmer : λ = B n2 / n2 - 4 où n est un entier égal à 3, 4, 5 ou 6, et B une constante où σ est le nombre d'onde et RH la constante de Rydberg associée à l'hydrogène RH = 1,096 107 m-1 Cette formule empirique fut ensuite généralisée en σ = 1 / λ = RH (1/n2
Formules et noms à savoir
-ion nitrate HCO 3-ion hydrogénocarbonate PO 4 3-ion phosphate Br-ion bromure SO 4 2-ion sulfate S 4O6 2-ion tétrathionate CH3COO-ion acétate ou ion éthanoate I-ion iodure MnO 4-ion permanganate S 2O3 2-ion thiosulfate Les solutions ioniques : On nomme d'abord l'anion puis le cation Dans la formule, on écrit d'abord le cation puis l'anion
EXERCICES chap3 et 4 - lewebpedagogiquecom
4 La formule des ions hydrogène est H + 5 La formule des ions hydroxyde est OH - 6 Les ions hydrogène sont plus nombreux que les ions hydroxyde dans les 3 solutions acides donc le citron, le vinaigre et le thé car c’est l’ion H+ qui est responsable de l’acidité des solutions 7 Les ions hydroxyde sont plus nombreux que les ions
2de / Chapitre 5 Livre p 94/96 TABLEAU PÉRIODIQUE
Nom de l’ion Formule Ion sodium Ion chlorure Ion potassium Ion calcium Ion magnésium Ion fluorure Ion hydrogène Author: mickael Created Date: 12/8/2019 3:12:43
Cours 8 Les solutions acides et basiques (WwwAdrarPhysicFr)
b Rappelle la formule des ions hydrogène et des ions hydroxyde L'ion hydrogène a pour formule Ht L'ion hydroxyde a pour formule HO- QCM Je teste mes connaissances Choisir la ou les bonnes réponses (solutions p 239) 1 Une solution acide a un pH a inférieurà7; b supérieurà7; c égal à 7 2 Une solution aqueuse contenant plus
CHIMIE chapitre 1 Atomes molécules ions 2 assp Activité 1
Quelle est la formule brute de la molécule d’eau sachant qu’elle contient deux atomes d’Hydrogène et un atome d’Oxygène ? HO 2 (HO) 2 H 2 O Quel est le gaz dissout dans le soda ? H 2 CO 2 O 2 2 Expérience 1 : Mise en évidence de l’eau dans le soda Le sulfate de cuivre anhydre est un réactif chimique qui bleuit en présence d
Matériaux et électricité - AlloSchool
3 formule des ions : on représente un ion monoatomique par le même symbole de l’atome en ajoutant en haut et à droite du symbole le nombre de charges et de leur signe ( + ou ─ ) nombre la formule de l’ion poly atomique s’obtient en : - écrivant la formule de la molécule qui serait formée par ces atomes
Chimie LES IONS SI PETITS, MAIS SI IMPORTANTS
Exercice 3 : Je retrouve la bonne formule Donne la formule des ions suivants : • Ion cuivre II • Ion zinc II • Ion chlorure • Ion hydrogène • Ion fer III • Ion hydroxyde Exercice 4 : Je teste la solution d’un corps pur ionique de composition inconnue Soient les ions suivants : • ion cuivre Cu2+ • ion fer III Fe3+
COURS 6 I- Action de l’acide chlorhydrique sur le fer
Dihydrogène de formule H 2 Chlorure de fer II de formule (Fe 2+ + 2Cl-) Au cours de la transformation : les atomes de fer Fe se transforment en ions Fe2+ + des ions H disparaissent tandis que du gaz dihydrogène H 2 apparaît Donc des ions H + se transforment en H 2 - les ions Cl ne réagissent pas : les ions Cl-sont spectateurs
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T. BRIERE - ATOMES - Chap 21L1 - CHIM 110 - "ATOMES ET MOLECULES"
Cours de Thierry BRIERE
PREMIERE PARTIES : LES ATOMES
Chapitre 2 : Spectre des Hydrogénoïdes
et Modèle de BOHR. Cette page est mise à disposition sous un contrat Creative Commons. Vous pouvez l'utiliser à des fins pédagogiques et NON COMMERCIALES, sous certaines réserves dont la citation obligatoire du nom de son auteur et l'adresse http://www2.univ-reunion/~briere de son site d'origine pour que vos étudiants puissent y accéder. Merci par avance de respecter ces consignes. Voir contrat...T. BRIERE - ATOMES - Chap 22CHAPITRE 2
SPECTRE DE L'HYDROGENE ET DES
HYDROGENOIDES - MODELE DE BOHR
Allure du Spectre de l'atome d'Hydrogène500 nm400 nm600 nmH aH bH gH d l (nm)Niels BOHR
T. BRIERE - ATOMES - Chap 23Les résultats expérimentaux : L'expérience montre que les atomes émettent un rayonnement lorsqu'ils sont soumis à une excitation. Seules certaines fréquences caractéristiques de l'élémentétudié sont émises à l'exclusion de toute autre. Si on analyse plus précisément la lumière émise on
observe un spectre discontinu ou spectre de raies. Chaque élément possède ainsi un spectre caractéristique. T. BRIERE - ATOMES - Chap 24Spectres d'émission de quelques atomes (illustration tirée de l'encyclopédie Microsoft Encarta) T. BRIERE - ATOMES - Chap 25A l'époque, rien ne permettait de justifier simplement l'obtention de ces spectres de raie. L'élément le plus simple étant l'Hydrogène, onétudia tout particulièrement son spectre.
Allure du Spectre de l'atome d'Hydrogène500 nm400 nm600 nmH aH bH gH d l (nm) On constata que les longueurs d'onde des raies n'étaient pas quelconques et qu'on pouvait les calculer par une formule empirique relativement simple :T. BRIERE - ATOMES - Chap 26Formule empirique de Balmer-Rydberg Rydberg : s = 1 / l = RH(1/22-1/n2)
Balmer : l = B n2 / n2 - 4
où n est un entier égal à 3, 4, 5 ou 6, et B une constante. où s est le nombre d'onde et RH la constante de Rydberg associée à l'hydrogène.RH = 1,096 107 m-1
Cette formule empirique fut ensuite généralisée en s = 1 / l = RH (1/n2 - 1/p2) ou n et p sont des entiers non nuls et n < p. T. BRIERE - ATOMES - Chap 27Une première interprétation : L'énergie de l'électron de l'atome d'Hydrogène est quantifiée :Elle ne peut prendre que certaines valeurs bien
définies. Il existe ainsi des niveaux discrets d'énergie que l'électron peut occuper (un peu comme les barreaux d'une échelle).L'énergie d'un niveau est donnée par une
formule très simple : En = - E0 / n2 T. BRIERE - ATOMES - Chap 28Le premier niveau d'énergie la plus basse est appelé niveau fondamental, les autres niveaux d'énergies plus élevées sont appelés des niveaux excités. En "temps normal" l'électron occupe le niveau fondamental, mais il peut "sauter" sur un niveau excité si on lui fournit de l'énergie. L'électron va ensuite chercher à regagner le niveau fondamental car une énergie plus basse correspond à une plus grande stabilité du système. Chaque saut de l'électron d'un niveau à un autre est appelé une transition électronique. Pour revenir sur cet état de base il doit restituer de l'énergie. Cette énergie sera émise sous forme d'énergie lumineuse. L'énergie du photon émis est donnée par la relation dePlanck : E = h n.
T. BRIERE - ATOMES - Chap 29L'énergie correspondante est la différence d'énergie DE entre le niveau de départ et le niveau d'arrivée de l'électron : I DEn,p I = I En - Ep I = h n . DEn,p = (-E0/n2) - (-E0/p2) = E0 {1/p2 - 1/n2} = h n = h C / l1 / l = E0 / hC {1/p2 - 1/n2} = RH {1/p2 - 1/n2} avec n > p
Soit RH = E0 /h C Û E0 = h C RH
E0 est l'énergie à fournir à l'électron pour l'amener du niveau fondamental au dernier niveau excité qui correspond à une valeur infinie de n. Cette énergie est l'énergie d'ionisation de l'atome d'hydrogène, c'est une grandeur accessible expérimentalement dont la valeur est E0 = 13,6 eV. Par convention l'énergie est posée nulle dans l'état ionisé (n = ¥) les énergies de chaque niveau sont alors négatives. T. BRIERE - ATOMES - Chap 210DE2,,1 = E2 - E1 = h n2,,1Transition électroniquen = 4n = 5Energie n = 2n = 3n = ¥Niveaux (ou états ) Excités
Niveau (ou état ) FondamentalEtat Ionisé
0 - E0 / 25 - E0 / 16 - E0 / 9 - E0 / 4 - E0 n = 1DE4,2 = E4 - E2 = h n4,2 Niveaux d'énergie de l'atome d'Hydrogène - Quantification de l'énergieEn = -E0 / n2 T. BRIERE - ATOMES - Chap 211Notion de séries de raies : Une série de raie correspond à l'ensemble de toutes les raies qui font revenir l'électron sur un niveau donné n. Chaque série à reçue le nom de son découvreur : nSérie
Domaine
Spectral1
Lyman U.V2Balmer
Visible3
Paschen
I.R4Bracket
I.R5 Pfund I.RRappelons que le domaine du visible se situe
approximativement entre 400 et 800 nm de longueur d'onde.T. BRIERE - ATOMES - Chap 212Paschen
BalmerBracketPfund
Lymann = ¥
n =1n = 2n = 3n = 4n = 5EnergieSéries de raies T. BRIERE - ATOMES - Chap 213Le modèle de Bohr pour l'atome d'Hydrogène et les Hydrogénoïdes:Le modèle de Bohr constitua une
importante avancée théorique dans l'interprétation des spectres atomiques. Niels BOHRIl ne s 'applique qu'au édifices atomiques les plus simples ne possédant qu'un seulélectron.
De tels édifices atomiques sont appelés Hydrogénoïdes :H, He+, Li2+ etc.
T. BRIERE - ATOMES - Chap 214La seule force présente est l'attraction Coulombienne entre l'électron chargé négativement et les Z protons du noyau chargés positivement. (Le poids des électrons est considéré comme négligeable). L'application du principe fondamental de la mécaniquepermet alors de déterminer l'énergie de l'électron.Dans le modèle atomique de Bohr, l'électron tourne
autour du noyau en suivant un mouvement circulaire uniforme sur une orbite de rayon R. R noyauélectron T. BRIERE - ATOMES - Chap 215Principe fondamental : S F = m aRat an ZeeFCat = d v / dt = 0 (v = cte )
an = v2 / RFc = (1/4pe0 ) Z e2 / R2
m v2 / R = (1/4pe0 ) Ze2/R2 m v2 = (1/4pe0 ) Ze2/R EC = 1/2 mv2 = (1/8pe0 ) Ze2/RCalcul de l 'énergie cinétique de l 'électronT. BRIERE - ATOMES - Chap 216Ep = ò (1/4pe0 ) Ze2/R2 dR = - (1/4pe0 ) Ze2/R + CteCalcul de l 'énergie potentielle de l 'électron
Convention : Ep nulle si R est infini 8 Cte = 0
Ep = - (1/4pe0 ) Ze2/R = - 2 EC
ET = EC + EP = EC - 2 Ec = - Ec = - (1/8pe0 ) Ze2/RCalcul de l 'énergie totale de l 'électron :
ET = - (1/8pe0 ) Ze2/R
T. BRIERE - ATOMES - Chap 217Cette formule relie directement l'énergie totale de l'électron au rayon de
l'orbite, pour rendre compte du fait que l'électron peut posséder divers niveaux d'énergie, il suffit de supposer que plusieurs orbites de rayon différent sont possibles. On retrouve les niveaux d'énergie décrits précédemment, chaque orbite est numérotée de la plus basse pour laquelle n=1 et jusqu'à l'infini. L'électron tant qu'il est sur une orbite permise à une énergie bien définie. Les diverses raies observées dans le spectre correspondrontalors aux passages de l'électron d'une orbite à une autre.Pour "sauter" d'une orbite à une autre l'électron devra
absorber ou émettre un photon dont l'énergie devra correspondre à l'écart d'énergie des deux orbites concernées.T. BRIERE - ATOMES - Chap 218n = 1
n = 2 n = 3 n = 4LymanBalmer n = 5 Les diverses orbites permises à l'électronet les transitions électroniques correspondantes T. BRIERE - ATOMES - Chap 219Pour rendre compte de cela Bohr dû quantifier son modèle. Il postula alors de manière purement arbitraire que le moment cinétique m v R de l'électron était quantifié et ne pouvait prendre que certaines valeurs multiples de h / 2 p.Postulat de Bohr : m v R = n ( h / 2 p )
h est la constante de Planck (h = 6,62 10-34 Js)n est un nombre entier non nul appelé nombre quantique principalLe seul problème est que rien en mécanique classique ne
permet de justifier que seules certaines orbites de rayons bien définis soient permises à l'exclusion de toutes autres T. BRIERE - ATOMES - Chap 220m v R = n ( h / 2 p ) m2 v2 R2 = n2 ( h2 / 4 p2 ) mv2 = n2 ( h2 / 4 p2 ) / ( m R2) mais on a trouvé auparavant : m v2 = (1/4pe0 ) Ze2/R