Introduction au modèle Quantique de l’Atome

Chapitre I

Introduction au Modèle Quantique de l’Atome

Atome vient du grec Atomos. Jusque début 20ème on considère que l’atome est un grain de matière ultime indivisible, puis ont c’est rendu compte qu’il était constitué de plusieurs grain. D’où l’émergence de 2 grand modèles :

- Atome de Rutherfort : électron chargés - tournant sur des orbites autour noyau chargé + . Mais gros problème, l’atome ainsi constitué n’est pas stable ( les électrons finirait par s’écraser sur le noyau )

- Atome de Bohr : L’énergie des électrons est quantifiée ( = stable ) et représentée par des orbites circulaires stables, appelées niveaux d’énergie.

I. Modèle de Bohr

Début du 20ème : la physique classique ( Newton ) et théorie électrique ( Maxwell ) deviennent des échec avec les découvertes d’Einstein ( possibilité d’arracher des électrons avec seulement certains types de lumières ), la découverte de rayonnement du corps noirs. En effet ces découvertes ne peuvent être expliquées avec la physique classique. Niels Bohr fournit la première interprétation en 1913 avec l’Interprétation Energétique Théorie des Quanta.

Théorie de Borh : 2 postulats

1) l’électron occupe certains niveaux privilégiées d’énergie donnée

Electrons se baladent sur les orbites stationnaires centrées sur le noyau

2) l’électron ne peux passer que d’un niveau d’énergie supérieur ou inférieur à un niveau d’énergie inférieur ou supérieur.

Electrons passe d’une orbite a un autre sans pouvoir s'arrêter entre les deux. Transitions électronique discontinues sous forme de quanta d’énergie. Pour une transition un quantum d'énergie est utilisé.

Formule du modèle de Borh

En = ( -13,6 Z ² / n² ) eV avec Z : le numéro atomique et n: le nombre quantique principal

-> Elle s’applique aux système monoélectronique ou “hydrogénoïdes “

Édifice monoatomique possédant 1 seul électron

Atome ayant ayant perdu tout ses électrons sauf 1 ( Z -1 électrons perdus )

Système hydrogénoïdes :

Atome d’hydrogène ( Z = 1 )

Ions hydrogénoÏdes : He +, Li 2+

On peux arracher ce dernier électrons qu’il reste ( l’électron n’est plus lié au noyau ), pour cela il faut de l'énergie, cela s'appelle l’énergie d’ionisation.

L’énergie la plus base ( énergie du niveau fondamentale ) est à -13,6 où n=1 dans la formule de Borh.

L’énergie la plus haute ( énergie d’ionisation ) est représenté par Ei = E∞ - E1 ( dans le SI l’énergie s’exprime en Joules )

1eV = 1,60219 x 10 -19 J

E = h ν = hc/

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