> Pour comprendre de qui est fait la matière on utilises des rayonnements. > On peut alors utiliser la lumière. # Double nature de la lumière ## 1 La lumière est une onde Conception familière à l'origine de nombreux phénomènes d'optique. Onde électromagnétique émise lorsqu'une particule chargée (électron) oscille d'un mouvement périodique (sinusoidal) dans une direction. Sachant que la lumière visible est: - $0.4 < lambda < 0.8 "micromètre"$ - Or on va utiliser les rayons $X$ avec l'ordre du $A$. Caractérisé par: - Sa vitesse de propagation $c$ (dans le vide $3.10^8 m.s^(-1)$ ) - Sa fréquence $nu$ ou son inverse la période $T$ ($1/nu$) Si la lumière est une onde, alors on a: quot;Fréquence"/nu ("nu")$ (unité hertz) On a également: $lambda = C/nu$. $overline(nu) = "nombres ondes"=1/lambda$ ## 2 La lumière est corpusculaire Effet photoélectrique: ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 06.52.13.excalidraw.svg]] $I=0$ lorsque la fréquence $nu < nu o$ (ou $nu o$ est le seuil photoélectrique). Donc les photons sont quantifiables; - Il faut fournir suffisamment d'énergie pour extraire les électrons de l'atome (et observer le courant $i$). Ainsi, **la lumière** est composée de particules (elle est corpusculaire) ce sont des photons (graines d'énergies). Sachant que ces photons ont une masse de $0$; Donc, pour $E$ étant l'énergie d'un photon $h nu$, alors on a: - $E = h nu("hz" "="s^(-1)) = (h C)/(lambda)$ soit $E$ en joules, $h$ la constante de plack (en $6.62 . 10^(-34)J.s$) >[!definition] electron volt >C'est une unité où $1e.v = 1.6* 10^(-13) * 1 "volt" = 1.6 * 10^(-19) J$ >[!exemple] >Si une particule est accélérée sous $3$ Volt, son énergie est $E = 3e.v = 3 * 1.6*10^(-19)J$ On utilisera alors l'électron volt ---- Ainsi, on va utiliser la lumière pour intéragir avec notre matériaux. # La spectroscopie de lumière Le rayonnement électromagnétique peut présenter deux types de spectres. ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 19.48.57.excalidraw.svg]] On a le spectre continu, et on a le spectre de raies (exemple: les néons). ---- On va alors travailler sur l'Hydrogène, car $Z = 1$ ce qui simplifie les calculs: On met l'hydrogène dans une fioles, on envoie de la lumière blanche (toutes les longueurs d'ondes possibles). Puis on observe après le prisme avec le détecteur. ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 07.05.58.excalidraw.svg]] >[!remarque] >Quand on dit que l'électron à une énergie quantifiée, on veut dire qu'il a certaines longueurs d'onde précises. On aura alors 2 spectroscopie: la spectroscopie d'absorption et d'émission. #### - Spectroscopie d'absorption Ici, pour le cas de l'hydrogène: ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 07.10.04.excalidraw.svg]] Donc, on peut voir les niveau comme: ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 07.12.12.excalidraw.svg]] A chaque fois que $n$ augmentes grâce à la charges, alors un electron avec un $n -> infinity$ alors il sort du cortège électromagnétique. Ainsi: $ E_infinity - E_1 &= E_"ionisation" \ 0 - (-13.6 e.v) &= E_"ionisation" $ Ainsi, l'hydrogène va se ioniser à $13.6 e.v$. >[!remarque] >On note $E_infinity$ pour représenter le niveau pour lequel l'electron quitte l'atome. Pour qu'un électron monte à un niveau supérieur $n$, il faut alors, lui donner exactement la quantité d'énergie. Pour calculer $lambda_4$ (dans le schéma) on veut: $ &= E_4 - E_1 \ &= (h C)/lambda_3 $ ---- Dans la spectroscopie d'absorption de l'hydrogène l'électron part toujours du niveau $n=1$, et pour l'hydrogène l'$e$ absorbe dans le domaine des quot;UV"$; ### L'émission Lorsqu'un électron va atteindre un niveau, il va redescendre après un moment, et donc, il va rejeter l'énergie qu'il a pu absorber. ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 07.25.17.excalidraw.svg]] ## Spectroscopie d'émission Ainsi, les spectres d'émission sont caractéristique de chaque élément et ils consistent aussi en raies et ne sont pas des spectres continus. Ainsi, on a l'échange d'énergie de façon discontinue, quantifiée seules certaines valeurs de quot;Ep"$ discrètes sont possibles (état d'énergie des éleectrons). Lorsque l'on va chauffer un gaz, on va avoir les spectres de raies. On aura alors la formule de rydberg: $ 1/lambda = R_infinity (1/n_1^2 - 1/n_2^2) $ Avec, $n_1$ et $n_2$ des entiers avec $n_2 > n_1$ qui représentent le numéro du niveau. et $R_infinity$ la constante de Rydberge pour $H$. Les $lambda$ vérifient la relation de Rydberg. >[!exemple] >Pour le niveau 1 à 4, on peut aura: >$(lambda_3)^(-1) = R_H (1/1^2 - 1/4^2)$ On a pu également découvrir/nommer plusieurs séries: #### Les séries - Lorsqu'un électron déscend du niveau $n_2={2,3,4...}$ et $n_1=1$ on appelle ça la série de **Lyman**.Donc les longueurs d'ondes émises sont dans l'ordre des UV. - Lorsqu'un électron va du niveau $n_2 = {3,4,5...}$ et $n_1 = 2$: **Série balmer** dans le visible - Lorsqu'un électron va du niveau $n_2 = {4,5,6...}$ et $n_1 = 3$: **Série paschen** dans l'infrarouge - Lorsqu'un électron va du niveau $n_2 = {5,6,7...}$ et $n_1 = 4$: **série brackett**. ![[1 cm 2 - Modèle quantique de l'atome 2023-09-19 07.35.47.excalidraw.svg]](diagrame de grotrian) Dans chaque série il y a une raie de tête et une raie limite: - Raie de tête, quand $n_2 = n_1 + 1$ - Raie limite quand $n_2 -> infinity$ (moment où l'électron va quitter l'atome) On note: $Delta E = E_"final" - E_"initial"$ Cas particulier des hydrogenoïdes (Systèmes qui ne possèdent qu'un seul électron): $ overline(nu) = Z^2 R_x (1/n'^2 - 1/n^2) $ ----