Comparaison des modèles atomiques

Modèle de Dalton (début du XIXe siècle) :

John Dalton a proposé que la matière est composée de petites particules indivisibles appelées atomes. Selon lui, les atomes d'un même élément sont identiques en masse et en propriétés, tandis que les atomes d'éléments différents ont des masses et des propriétés différentes. Les réactions chimiques impliquent un réarrangement des atomes, mais les atomes eux-mêmes ne sont ni créés ni détruits. Ce modèle peut être visualisé comme une "boule de billard".

Modèle de Thomson (fin du XIXe siècle) :

Suite à la découverte de l'électron (particule chargée négativement) par J.J. Thomson, le modèle de Dalton est devenu insuffisant. Thomson a proposé le modèle du "pain aux raisins" (ou "plum pudding") : l'atome est une sphère de matière chargée positivement dans laquelle sont dispersés des électrons chargés négativement, de manière à ce que l'atome soit électriquement neutre. Cette découverte a montré que l'atome n'était pas indivisible.

Modèle de Rutherford (début du XXe siècle) :

L'expérience de la feuille d'or menée par Ernest Rutherford (et ses collaborateurs Geiger et Marsden) a montré que la majorité des particules alpha traversaient la feuille d'or sans déviation, mais qu'une petite fraction était déviée à de grands angles, voire rebondissait. Cela contredisait le modèle de Thomson. Rutherford a alors proposé un modèle nucléaire : l'atome est principalement constitué de vide, avec une charge positive concentrée dans un très petit volume central appelé noyau, autour duquel les électrons orbitent. Le noyau contient la quasi-totalité de la masse de l'atome.

Principe :

Utiliser la formule de Bohr \(E_n = -\frac{R_H}{n^2}\) avec \(n=1\).

Données spécifiques :

• \(R_H = 2.18 \times 10^{-18} \, \text{J}\)
• \(n = 1\)

Calcul en Joules :

Calcul en électron-volts (eV) :

Sachant que \(1 \, \text{eV} = 1.602 \times 10^{-19} \, \text{J}\), on a \(1 \, \text{J} = \frac{1}{1.602 \times 10^{-19}} \, \text{eV}\).

Alternativement, si \(R_H\) est donné comme \(13.6 \, \text{eV}\), alors \(E_1 = -\frac{13.6 \, \text{eV}}{1^2} = -13.6 \, \text{eV}\).

Principe :

Utiliser la formule de Bohr \(E_n = -\frac{R_H}{n^2}\) avec \(n=3\).

Données spécifiques :

• \(R_H = 2.18 \times 10^{-18} \, \text{J}\)
• \(n = 3\)

Calcul en Joules :

Calcul en électron-volts (eV) :

Alternativement, \(E_3 = -\frac{13.6 \, \text{eV}}{3^2} = -\frac{13.6 \, \text{eV}}{9} \approx -1.51 \, \text{eV}\).

Principe :

Lorsqu'un électron passe d'un niveau d'énergie supérieur (\(n_i\)) à un niveau d'énergie inférieur (\(n_f\)), il émet un photon dont l'énergie (\(\Delta E\)) est égale à la différence d'énergie entre les deux niveaux.

Formule(s) utilisée(s) :

Ici, \(n_i = 3\) et \(n_f = 1\).

Données calculées (en Joules) :

• \(E_3 \approx -0.24222 \times 10^{-18} \, \text{J}\) (valeur non arrondie pour précision)
• \(E_1 = -2.18 \times 10^{-18} \, \text{J}\)

Calcul :

Principe :

L'énergie d'un photon est reliée à sa longueur d'onde (\(\lambda\)) par la relation \(E = h\nu = \frac{hc}{\lambda}\), où \(h\) est la constante de Planck et \(c\) est la vitesse de la lumière.

Formule(s) utilisée(s) :

Données spécifiques et calculées :

• \(h = 6.626 \times 10^{-34} \, \text{J} \cdot \text{s}\)
• \(c = 3.00 \times 10^8 \, \text{m/s}\)
• \(E_{\text{photon}} = 1.93778 \times 10^{-18} \, \text{J}\) (valeur non arrondie pour précision)

Calcul :

Conversion en nanomètres (nm) : \(1 \, \text{m} = 10^9 \, \text{nm}\)

Une longueur d'onde d'environ 103 nm se situe dans le domaine de l'ultraviolet (UV) lointain (ou UV vide).