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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 82 — #90
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CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
σ = R H
1
n 2 −
1
p 2
où p et n sont des entiers non nuls, p > n
R H est la constante de RYDBERG, R H = 109 677,6 cm −1 .
La constante R H ne s’applique qu’au cas du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène (isotope 1
1 H) et ne sera en aucun cas généralisable à un autre atome ou
isotope (signification du H en indice). Par ailleurs, il faut prendre garde aux unités,
si la constante R H est en cm −1 , le nombre d’onde σ sera en cm −1 (pour obtenir un
nombre d’onde en m −1 il convient d’utiliser la conversion 1 cm −1 = 100 m −1 ).
Lorsque la valeur de n est fixée, la série de raies est alors définie et porte un nom :
• n = 1 : série de LYMAN
• n = 2 : série de BALMER
• n = 3 : série de PASCHEN
• n = 4 : série de BRACKETT
• n = 5 : série de PFUND
• n = 6 : série de HUMPHREYS
Interprétation, transitions entre niveaux d’énergie
Les processus d’absorption et d’émission sont bien décrits par la version corpusculaire de
la lumière : absorption et émission de photons. BOHR énonce en 1913 deux postulats qui
expliquent la forme du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène.
• L’électron lié à un proton (atome d’hydrogène) ne possède qu’un nombre limité d’états
stationnaires. Ceci signifie que l’électron ne peut prendre que certaines énergies particulières : son énergie est quantifiée.
• L’émission ou l’absorption de lumière résulte d’une transition entre états électroniques
stationnaires.
Ainsi, au cours du processus d’émission, un électron d’énergie E p peut revenir à l’état d’énergie E n inférieure (voir figure 2.9), il abandonnera son excédent d’énergie par émission d’un
photon. Le photon émis sera tel que :
∆E = E p − E n = hν =
hc
λ
E p
E n
E
rayonnement émis
E p
E n
E
FIGURE 2.9 – Processus d’émission
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CHAPITRE 2 – CLASSIFICATION PÉRIODIQUE DES ÉLÉMENTS
σ = R H
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n 2 −
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p 2
où p et n sont des entiers non nuls, p > n
R H est la constante de RYDBERG, R H = 109 677,6 cm −1 .
La constante R H ne s’applique qu’au cas du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène (isotope 1
1 H) et ne sera en aucun cas généralisable à un autre atome ou
isotope (signification du H en indice). Par ailleurs, il faut prendre garde aux unités,
si la constante R H est en cm −1 , le nombre d’onde σ sera en cm −1 (pour obtenir un
nombre d’onde en m −1 il convient d’utiliser la conversion 1 cm −1 = 100 m −1 ).
Lorsque la valeur de n est fixée, la série de raies est alors définie et porte un nom :
• n = 1 : série de LYMAN
• n = 2 : série de BALMER
• n = 3 : série de PASCHEN
• n = 4 : série de BRACKETT
• n = 5 : série de PFUND
• n = 6 : série de HUMPHREYS
Interprétation, transitions entre niveaux d’énergie
Les processus d’absorption et d’émission sont bien décrits par la version corpusculaire de
la lumière : absorption et émission de photons. BOHR énonce en 1913 deux postulats qui
expliquent la forme du spectre d’émission de l’atome d’hydrogène.
• L’électron lié à un proton (atome d’hydrogène) ne possède qu’un nombre limité d’états
stationnaires. Ceci signifie que l’électron ne peut prendre que certaines énergies particulières : son énergie est quantifiée.
• L’émission ou l’absorption de lumière résulte d’une transition entre états électroniques
stationnaires.
Ainsi, au cours du processus d’émission, un électron d’énergie E p peut revenir à l’état d’énergie E n inférieure (voir figure 2.9), il abandonnera son excédent d’énergie par émission d’un
photon. Le photon émis sera tel que :
∆E = E p − E n = hν =
hc
λ
E p
E n
E
rayonnement émis
E p
E n
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FIGURE 2.9 – Processus d’émission
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