Fiche de révision : Premiers modèles de l’atome

📋 Plan du Cours

1. Origines et découvertes atomiques
2. Structure et classification de l’atome
3. Quantités et masses atomiques
4. Limites des modèles classiques
5. Ondes et quanta lumineux
6. Spectres et modèle de Bohr

📅 Repères chronologiques

1. 1869Mendeleïev introduit le tableau périodique des éléments, classés selon leur masse atomique.
2. 1897L’électron est découvert et Thomson propose le premier modèle subatomique.
3. 1912La découverte du noyau conduit Rutherford à proposer un modèle planétaire de l’atome.

📖 1. Origines et découvertes atomiques

📝 Points essentiels

• Le mot « atome » vient du grec a-tomos, qui signifie « insécable », chez les philosophes grecs vers 400 av. J.-C.

• Au XVIIe et au XVIIIe siècles, les premières théories atomiques proposent que les atomes puissent s’associer en molécules, notamment avec Lavoisier et Dalton. — Lavoisier, Dalton

💡 Astuce mémo

Grecs → théories atomiques → Mendeleïev → électron → noyau

📖 2. Structure et classification de l’atome

🔑 Notions clés & Définitions

• Atome : Constitué d’un noyau entouré d’un cortège électronique contenant Z électrons.
• Nucléons : Les protons et les neutrons qui constituent le noyau atomique.

★ À maîtriser

📐 Formule — Le nombre de masse vérifie $A = Z + N$, où Z est le nombre de protons et N le nombre de neutrons.

📌 Des atomes isotopes possèdent le même nombre de protons Z mais des nombres de neutrons N différents, donc des nombres de masse A différents et le même élément chimique.

Compléments

📌 Des atomes isobares possèdent le même nombre de masse A mais des nombres de protons Z différents, donc des éléments chimiques différents.

• La cohésion du noyau est assurée par les forces nucléaires fortes, de très courte portée et beaucoup plus intenses que les interactions électrostatiques et gravitationnelles.

💡 Astuce mémo

Isotopes : même Z ; isobares : même A

📖 3. Quantités et masses atomiques

🔑 Notions clés & Définitions

• Mole : Quantité de matière d’un système contenant autant d’entités élémentaires qu’il y a d’atomes dans 12 g de carbone 12.
• Élément chimique : Mélange d’isotopes dont les proportions, appelées abondances naturelles isotopiques, restent constantes.

★ À maîtriser

• Le nombre d’Avogadro vaut $N_A = 6{,}02205 \times 10^{23}\ \mathrm{mol}^{-1}$.

• L’unité de masse atomique u vaut $1\,u = 1{,}66057 \times 10^{-27}\ \mathrm{kg}$ et correspond au douzième de la masse d’un atome de carbone 12.

📐 Formule — La masse molaire d’un élément vérifie $M = \sum_i x_i M_i$, où x_i est l’abondance de l’isotope i et M_i sa masse molaire.

Compléments

• On connaît 118 éléments chimiques, dont 92 naturels, ainsi qu’environ 1500 nucléides, dont 300 naturels.

📖 4. Limites des modèles classiques

📝 Points essentiels

📌 Le modèle planétaire de Rutherford représente l’atome avec un noyau central et des électrons en orbite, tandis que le modèle globulaire de Thomson répartit la charge positive dans une sphère contenant les électrons.

• Selon la théorie classique, un électron en mouvement accéléré rayonne, perd continûment de l’énergie et finit par tomber sur le noyau, ce qui rend l’atome instable.

📌 Le spectre de l’atome d’hydrogène observé en 1885, notamment la série de Balmer, est discontinu et montre que l’énergie atomique est quantifiée.

💡 Astuce mémo

Électron accéléré → chute sur le noyau → atome instable

📖 5. Ondes et quanta lumineux

🔑 Notions clés & Définitions

• Onde électromagnétique : Composée d’un champ électrique E et d’un champ magnétique B.
• Corps noir : Objet idéal qui absorberait toute l’énergie électromagnétique reçue sans la réfléchir ni la transmettre.

★ À maîtriser

• La théorie de Maxwell explique la réflexion, la réfraction, les interférences et la diffraction, mais pas le rayonnement du corps noir ni l’effet photoélectrique.

📐 Formule — La célérité de la lumière vaut $c = 2{,}998 \times 10^8\ \mathrm{m\,s^{-1}}$ et relie la longueur d’onde λ à la fréquence ν par $c = \lambda\nu$.

📐 Formule — Pour un rayonnement monochromatique de fréquence ν, l’énergie d’un photon est $E = h\nu = \hbar\omega$, avec $\omega = 2\pi\nu$. — Planck, 1900

Compléments

📐 Formule — Lors de l’effet photoélectrique, l’énergie reçue vérifie $h\nu = W_0 + \frac{1}{2}m_ev^2$, où W_0 est le travail d’extraction. — Einstein, 1905

💡 Astuce mémo

Onde électromagnétique versus photon quantifié

📖 6. Spectres et modèle de Bohr

★ À maîtriser

📌 Un spectre d’absorption est obtenu lorsque la matière absorbe de l’énergie, tandis qu’un spectre d’émission est obtenu lorsqu’elle se désexcite.

📐 Formule — La formule empirique de Ritz est $\frac{1}{\lambda}=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{p^2}\right)$, avec n et p entiers et p supérieur à n.

• Le postulat de Bohr quantifie le moment cinétique de l’électron, ce qui quantifie le rayon de son orbite et l’énergie de l’atome.

📐 Formule — Les niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène vérifient $E_n = -\frac{E_0}{n^2}$, ce qui explique la stabilité de l’atome. — Bohr

📌 Lors d’une absorption, l’atome passe d’un niveau n1 à un niveau n2 supérieur si le photon apporte exactement $\Delta E = E_{n2}-E_{n1}=h\nu$.

📌 Lors d’une émission, l’atome passe d’un niveau n2 à un niveau n1 inférieur et émet un photon d’énergie $\Delta E = E_{n2}-E_{n1}=h\nu$.

Compléments

• La constante de Rydberg relative à l’hydrogène vaut $R_H = 1{,}096775 \times 10^7\ \mathrm{m^{-1}}$.

• Dans la série de Balmer, le niveau final est n = 2 et le niveau initial vérifie p > 2.

• Le modèle de Bohr explique correctement le spectre de l’hydrogène et des systèmes hydrogénoïdes à un seul électron, mais son application s’arrête au-delà de ces systèmes.

💡 Astuce mémo

Niveaux quantifiés → absorption ou émission → photon

📊 Tableaux de synthèse

Isotopes et isobares