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MODÈLES POUR L'ATOME Historique 1ère idée grecque 1ère idée grecque Origine : Proposée par Démocrite vers 400 av. J.-C. Concept fondamental : 1. Introduction de l'idée que toute matière est composée de petites particules indivisibles appelées "atomes". 2. L'atome est perçu comme la...

MODÈLES POUR L'ATOME Historique 1ère idée grecque 1ère idée grecque Origine : Proposée par Démocrite vers 400 av. J.-C. Concept fondamental : 1. Introduction de l'idée que toute matière est composée de petites particules indivisibles appelées "atomes". 2. L'atome est perçu comme la plus petite unité constitutive de la matière, indestructible et homogène. Évolution des idées : 1. Cette idée a évolué au fil du temps avec les théories de Dalton et d'autres, incluant des avancées expérimentales qui ont contribué à transformer notre compréhension de la structure atomique. Cette première idée grecque a marqué le début de la réflexion sur la composition de la matière et a jeté les bases pour des modèles atomiques plus avancés développés ultérieurement. Modèle de Dalton Modèle de Dalton Origine : Développé par John Dalton en 1803. Principe fondamental : 1. Chaque élément est constitué d'atomes identiques et indivisibles. 2. Les atomes d'éléments différents ont des masses et des propriétés distinctes. Couplage des atomes : 1. Les atomes peuvent se combiner pour former des composés dans des proportions simples et définies. Création de la chimie moderne : 1. Ce modèle a établi une base pour la compréhension des réactions chimiques et des lois de conservation de la masse. Le modèle de Dalton a ainsi permis de structurer notre conception de l'atome et des interactions chimiques ultérieures. Évolution des modèles atomiques Historique des modèles 1. Première idée grecque par Démocrite (400 av. J.-C.): Atomes indivisibles. 2. Modèle de Dalton (1803): Atomes identiques pour un même élément, combinés dans des proportions définies. 3. Modèle de Thomson (vers 1900): Introduction de l'électron, atome comme une sphère chargée positivement (poudingue). 4. Modèle de Rutherford (1911): Mise en évidence du noyau atomique, concentrant presque toute la masse. 5. Modèle de Bohr (1913): Orbites électroniques quantifiées, chaque orbite ayant une énergie spécifique. 6. Modèle quantique (Schrödinger) (1926): Remplace les orbites définies par des probabilités de position des électrons. Découvertes clés 1. Découverte des électrons et mise en évidence du noyau. 2. Évolution des idées vers une compréhension plus complexe de la structure atomique. Ces modèles ont permis de structurer la compréhension des atomes et de leurs interactions chimiques à travers le temps. Modèles de Thomson, Rutherford, Bohr et Schrödinger Modèle de Thomson (vers 1900) 1. Découverte de l'électron. 2. Modèle "poudingue" où l'atome est une sphère positive avec des électrons dispersés comme des fruits dans un pudding. 3. Ce modèle ne prenait pas en compte la structure interne de l'atome. Modèle de Rutherford (1911) 1. Découverte du noyau atomique central, concentrant presque toute la masse de l'atome. 2. Le modèle établit que les électrons gravitent autour du noyau, similaire à des planètes autour du soleil, mais était encore limité par l'idée de l'orbite. Modèle de Bohr (1913) 1. Introduit des orbitales quantifiées pour les électrons, avec des niveaux d'énergie définis. 2. Les électrons se déplacent dans des orbites circulaires autour du noyau et peuvent absorber ou émettre des photons en passant d'une orbite à une autre. 3. Se concentre sur l'atome d'hydrogène, avec une formule précise pour les niveaux d'énergie. Modèle de Schrödinger (1926) 1. Passé à une approche quantique plus complexe. 2. Présente une description probabiliste des électrons, où leur position est représentée par des "nuages" de probabilité plutôt que des orbites définies. 3. Ce modèle quantique a mis en avant la dualité onde-particule, intégrant la mécanique quantique dans la description atomique. Ces modèles montrent comment notre compréhension de l'atome a évolué de visions simples à des concepts plus complexes intégrant la physique quantique. MODÈLES POUR L'ATOME Structure atomique de la matière L'atome Structure 1. Composé d'un noyau central chargé positivement, comprenant des protons et des neutrons. 2. Les électrons, de charge négative, évoluent autour du noyau. Dimensions 1. Rayon du noyau : environ (10^{-15}) m. 2. Taille globale de l'atome : environ (10^{-10}) m. Numéro atomique (Z) 1. Dénote le nombre de protons dans le noyau, qui détermine l'identité chimique de l'élément. Nombre de masse (A) 1. Somme des protons et des neutrons dans le noyau, ce qui représente la masse de l'atome en unités de masse atomique (u.m.a). Cohésion de l'atome 1. Assurée par des forces coulombiennes entre les électrons et les protons, et par des forces nucléaires entre protons et neutrons. Ions et isotopes 1. La perte ou le gain d’électrons conduit à des cations ou des anions. 2. Des isotopes d'un même élément peuvent avoir le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Propriétés des particules élémentaires Propriétés des particules élémentaires Proton : 1. Charge : ( +1,6 times 10^{-19} ) C. 2. Masse : ( 1,7 times 10^{-24} ) g (également ( 1 ) u.m.a). Neutron : 1. Charge : ( 0 ) (neutre). 2. Masse : ( 1,7 times 10^{-24} ) g (identique au proton). Électron : 1. Charge : ( -1,6 times 10^{-19} ) C. 2. Masse : ( 0,9 times 10^{-27} ) g (bien plus faible que celle du proton). Cohésion de l'atome 1. Nucléons (protons et neutrons) : Assurent la cohésion du noyau par des forces nucléaires. 2. Électrons : Maintenus autour du noyau par des forces électrostatiques (coulombiennes) opposant leur charge à celle des protons. Masse de l'atome 1. La masse atomique est calculée par la somme des masses des nucléons (en unité de masse atomique, u.m.a). 2. 1 mole d’atomes correspond à ( 6,02 times 10^{23} ) atomes. L'élément chimique Voici la version retravaillée selon vos instructions : Définition Un élément chimique est caractérisé par un numéro atomique (Z), qui est le nombre de protons dans le noyau de ses atomes. Notation L'élément chimique est souvent noté sous la forme ( X_Z ), où ( X ) est le symbole de l'élément et ( Z ) est le numéro atomique. Exemples d'éléments 1. Hydrogène: ( ^1H ) (Z = 1) 2. Carbone: ( ^6C ) (Z = 6) 3. Azote: ( ^7N ) (Z = 7) 4. Oxygène: ( ^8O ) (Z = 8) Caractéristiques Chaque élément possède des propriétés spécifiques qui en font un constituant unique dans la matière. Les éléments différents ont des nombres de protons distincts, ce qui leur confère des identités chimiques propres. Ions Définition Un ion est un atome ou une molécule qui a une charge électrique, résultant de la perte ou du gain d’un ou plusieurs électrons. Types d'ions Cations : Ions positifs, formés par la perte d'électrons. 1. Exemples : ( ZX^{2+} ) a ( Z ) protons et ( (Z-2) ) électrons. Anions : Ions négatifs, formés par le gain d'électrons. 1. Exemples : ( ZX^{2-} ) a ( Z ) protons et ( (Z+2) ) électrons. Impact sur la structure atomique La charge de l'ion modifie le comportement chimique et les propriétés de l'élément, comme sa réactivité et sa capacité à former des liaisons. Exemples pratiques Un ion ( ^{56}Fe^{2+} ) contient 26 protons et 24 électrons. Un ion ( ^{35}Cl^{-} ) contient 17 protons et 18 électrons. Isotopes Définition Les isotopes d'un même élément sont des variantes qui possèdent le même nombre de protons (donc le même numéro atomique, Z) mais un nombre différent de neutrons. Nombre de masse (A) Le nombre de masse, qui correspond à la somme des protons et des neutrons, est différent pour chaque isotope. Exemples Carbone : 1. ( ^{12}C_6 ) : 6 protons, 6 neutrons. 2. ( ^{13}C_6 ) : 6 protons, 7 neutrons. 3. ( ^{14}C_6 ) : 6 protons, 8 neutrons. Hydrogène : 1. ( ^1H_1 ) (Hydrogène) : 1 proton, 0 neutron. 2. ( ^2H_1 ) (Deutérium) : 1 proton, 1 neutron. 3. ( ^3H_1 ) (Tritium) : 1 proton, 2 neutrons. Importance Les isotopes peuvent avoir des propriétés physiques et chimiques similaires, mais leurs différences en masse peuvent conduire à des variations dans leur stabilité, leur radioactivité, et des applications en datation ou en médecine. MODÈLES POUR L'ATOME Quantification de l'énergie Modèle corpusculaire de la lumière Modèle corpusculaire de la lumière Concept initial : 1. Proposé par Albert Einstein, le modèle corpusculaire décrit la lumière comme un flux de petites particules appelées photons. Caractéristiques des photons : 1. Chaque photon transporte un quantum d'énergie, qui est directement proportionnel à sa fréquence ( n ). 2. L'énergie d'un photon est donnée par la relation : ( E = h cdot n ), où ( h ) est la constante de Planck. Prix Nobel : 1. Einstein a reçu le Prix Nobel de physique en 1921 pour ses travaux relatifs à la nature corpusculaire de la lumière. Implications : 1. Ce modèle a conduit à une compréhension plus profonde des phénomènes lumineux et des interactions entre lumière et matière, notamment dans les processus d'émission et d'absorption de la lumière par les électrons dans les atomes. Ce modèle a révolutionné la compréhension de la lumière et posé les bases de la physique moderne, notamment en rapport avec la mécanique quantique. Échanges quantifiés d'énergie Échanges quantifiés d'énergie Quantification de l'énergie : 1. Les fréquences des radiations émises ou absorbées par des atomes excités ne peuvent prendre que certaines valeurs spécifiques. Émission de photon : 1. Lorsqu'un électron passe d'un niveau d'énergie supérieur à un niveau inférieur, il émet un photon avec une énergie donnée par ( E = h cdot n ) (où ( h ) est la constante de Planck et ( n ) la fréquence de la radiation). 2. Formule : ( E_1 - E_2 = h cdot n ), où ( E_1 ) et ( E_2 ) sont respectivement les énergies de départ et d'arrivée. Absorption de photon : 1. Lorsqu'un électron absorbe un photon, il passe d'un niveau d'énergie inférieur à un niveau supérieur, ce qui augmente son énergie. 2. Formule : ( E_2 - E_1 = h cdot n ). Niveaux d'énergie quantifiés : 1. Les niveaux d'énergie accessibles aux électrons dans un atome sont quantifiés, ce qui signifie que seules certaines valeurs d'énergie sont permises. Modèle de Bohr Modèle de Bohr Structure de l'atome : 1. L'électron évolue dans des orbites circulaires autour d'un noyau central. 2. Chaque orbite a un rayon et une énergie bien définis. Quantification de l'énergie : 1. L'énergie de l'électron est quantifiée ; à chaque orbite correspond un niveau d'énergie spécifique. 2. Un électron s'éloigne du noyau en absorbant de l'énergie et se rapproche en émettant de l'énergie. Niveaux d'énergie : 1. Formule donnée : ( E_n = -frac{13,6 , text{eV}}{n^2} ), où ( n ) est le nombre quantique principal (un entier positif). 2. L'énergie d'ionisation est de 13,6 eV pour l'atome d'hydrogène, ce qui correspond à l'énergie nécessaire pour enlever l'électron à l'état fondamental. Limites : 1. Bien que le modèle de Bohr soit simpliste et limité par rapport aux modèles modernes, il a posé les bases de la compréhension des relations entre quantification d'énergie, niveaux d'énergie et comportements des électrons. L'atome d'hydrogène dans le modèle de Bohr L'atome d'hydrogène dans le modèle de Bohr Rayons des orbites : 1. Les rayons des orbites électroniques sont donnés par la formule : 2. ( R_n = a_0 times n^2 = 53 times n^2 ) (en picomètres). 3. ( a_0 ) est la constante de Bohr (rayon de l'état fondamental). Niveaux d'énergie :  1. Les niveaux d'énergie quantifiés pour l'atome d'hydrogène s'expriment par la formule : 2. ( E_n = -frac{13,6 , text{eV}}{n^2} ). 3. L'énergie de l'état fondamental pour l'hydrogène est de ( -13,6 , text{eV} ). Énergie d'ionisation : 1. L'énergie d'ionisation, soit l'énergie requise pour retirer complètement l'électron de l'atome, est de ( 13,6 , text{eV} ). Nombre quantique principal : 1. ( n ) est l'entier non nul représentant le niveau d'énergie de l'électron dans l'atome d'hydrogène. Cette approche offre une vue structurale et énergétique de l'atome d'hydrogène, clarifiant comment les électrons interagissent avec le noyau selon le modèle de Bohr.