Découverte de l’effet photoélectrique par Einstein en 1905.

Chimie 1 : Chapitre A

A)1) Approche historique

Découverte de l’effet photoélectrique par Einstein en 1905.

[pic 1]

[pic 2]

L’intensité du courant augmente en fonction de la fréquence des rayonnements. Disons que Imax est atteint en f0. Quand f augmente au-delà de f0 :

• Chaque photon aura plus d’énergie
• = moins de photons (en effet, E=Hmu)
• = moins d’électrons arrachés de la plaque en métal
• = moins intensité du courant.

Quand f=2f0:

• Chaque photon a 2 fois plus d’énergie
• Il arrache 2 électrons
• Intensité augmente.

F augmente au-delà de 2f0 :

• moins d’intensité
• intensité remonte à f=3f0 et ainsi de suite.

Découverte du noyau et de ses caractéristiques grâce à l’étude de la diffusion de particules alpha par Rutherford en 1911.

[pic 3]

La plupart des particules alpha passent à travers l’or donc le noyau (partie chargée positivement de la matière) d’un atome est très petit, les particules alpha sont donc peu repoussées car elles sont elles aussi positives.

Théorie quantique de Bohr (1913) :

• L’énergie des électrons ne peut prendre que certaines valeurs discrètes.
• Pour chaque valeur d’énergie correspond une orbite circulaire appelée couche électronique.

[pic 4]

[pic 5][pic 6][pic 7]

[pic 8]

• Elément chimique : ensemble d’atomes de même numéro atomique Z.
• Isotopes : atomes ayant le même Z mais un A différent.
• Unité de masse atomique : 1uma = 1/12 masse d’un atome de carbone 12.
• 1 mol = nombre d’atomes dans 12 g de carbone 12.

Un noyau a une masse de x uma si l’élément chimique a une masse molaire de x g/mol.

A)2) Interaction rayonnement/matière

Fin 19è : développement de la spectroscopie = étude de la lumière émise ou absorbée par les atomes.

• Emission de lumière par les atomes d’un gaz : spectre de raies d’émission.
• Absorption de lumière par les atomes d’un gaz : spectre de raies d’absorption.

 [pic 9][pic 10]

Analyse spectrale :

• Mêmes longueurs d’onde émises ou absorbées (complémentarité des spectres).
• Mêmes longueurs d’onde émises quelle que soit l’excitation (chauffage, décharge électrique…).

Donc, les longueurs d’onde émises ou absorbées sont la signature d’un atome.

Théorie des quanta de Planck (étude de l’énergie échangée entre la matière et le rayonnement) :

Energie échangée = grain de lumière appelé quantum d’énergie :

• Onde lumineuse de fréquence mu
• Photon d’énergie E(J)=hmu(Hz)

A)3) Modèle de Bohr de l’atome d’hydrogène

[pic 11][pic 12][pic 13]

[pic 14]

[pic 15]

[pic 16]

n caractérise :

- Le numéro de la couche électronique.

- Le numéro du niveau d’énergie associé.

Propriétés liées à n :

• Rayon des orbites électroniques : Rn = a0n²        .        a0=0.529Å
• Energies quantifiées des électrons en eV : En = -13.6/n²   1eV=1.6*10^-19

Spectre de l’hydrogène : [pic 17][pic 18][pic 19]

        .

Ions hydrogénoïdes (1seul électron pour 2 protones dans le noyau ou Z>1).

• Charge globale : (Z-1)e                Noyau porte la charge +Ze.
• Ion X^(Z-1)+ : (Z-1)e- ont dû lui être arrachés.
• Ex : 8O====O^7+                        26Fe====^25+
• Rayon des orbites électroniques : Rn = a0*(n²/Z)
• Energies quantifiées des électrons : En = -13.6Z²/n².

A)4) Configuration électronique des atomes.

Ondes de Broglie (1923) : toute particule en mouvement peut être associée à une onde de longueur d’onde : lambda=h/p(q mvt).

• Si photon : p=E/c ou p=hmu/c
• Si particule massique : p=mv.

Inégalités d’Heisenberg : une particule est de nature corpusculaire et ondulatoire, donc on ne peut connaitre précisément et simultanément sa position et sa quantité de mouvement.

[pic 20]

Notion de probabilité de présence de l’électron de l’atome d’hydrogène dans son état fondamental.

Delta px*delta x ≥ h/4pi.

Incertitude sur q de mvt suivant Ox.

Incertitude sur position.

[pic 21][pic 22]

[pic 23][pic 24]

• A 1 dimension : équation de Schrödinger à des solutions correspondant à des niveaux d’énergie quantifiés à l’aide d’un seul nombre n : nombre quantique principal.[pic 25]

• A 3 dimensions : équation de Schrödinger à des solutions correspondant à des niveaux d’énergie quantifiés à l’aide de 3 nombres :

-        n : nombre quantique principal.

-        l : nombre quantique orbital (ou secondaire).

-        m : nombre quantique magnétique.[pic 26]

...