24/11/2017 P05_le_photon2.doc 1/3
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1ère S Thème : Couleurs et images TP n°11
Physique
A la découverte des niveaux d’énergies électroniques
Chap.5Objectifs : Découvrir et comprendre la quantification des niveaux d’énergie I. La lumière d’un atome (Source : livre Hachette 1ère S p.48)
Document 1 : Histoire du modèle du photon
1900 : L’allemand Max Planck (1858- 1947) affirme que les échanges d’énergie entre un rayonnement lumineux et la matière ne peuvent se faire que par « paquets » d’énergie déterminée qu’il nomme les quanta.
1908 : Albert Einstein (1879-1955) émet l’hypothèse que ces quanta d’énergie sont portés par des particules, les photons, se déplaçant dans le vide à la vitesse de la lumière.
Ainsi chaque photon porte une énergie E dont la valeur est : E = h avec E en joules (J), h constante de Planck en J.s et (lire « nu ») en Hz (ou s-1)
1913 : Le Danois Niels Bohr (1885- 1962) propose un modèle dans lequel l’atome ne peut exister que dans certains états, chaque état étant caractérisé par un niveau d’énergie défini.
Document 2 : Caractéristiques des radiations
Une radiation est caractérisée par sa longueur d’onde dans le vide . On lui associe une fréquence telle que :
= c
avec c célérité de la lumière dans le vide (c= 3,00 108 m.s-1) ; en m et en Hz Remarque : ne pas confondre la lettre grecque et la lettre v
Document 3 : Etats de l’atome d’hydrogène
On représente les états d’un atome dans un diagramme de niveaux d’énergie. Au cours d’une transition entre un état d’énergie EP et un état d’énergie inférieure EM, l’atome peut émettre un photon dont l’énergie E correspond à la différence EP - EM.
Unité : l’électronvolt (eV) : 1 eV = 1,60 10-19 J
1) Rappeler les longueurs d’onde limites des radiations visibles. En déduire les fréquences correspondantes (doc. 2).
2) Exprimer l’énergie E d’un photon en fonction de la longueur d’onde dans le vide de la radiation lumineuse qui lui est associée (doc. 1 et 2), de h et de c.
3) Pourquoi le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène n’est-il pas continu ?
4) Attribuer à la transition schématisée dans le diagramme de niveaux d’énergie la raie correspondante du spectre d’émission de l’hydrogène (doc. 3).
24/11/2017 P05_le_photon2.doc 2/3 Source : Bruno Pin
II. Spectre d’émission de l’atome de mercure
Ouvrir le fichier http://www.ostralo.net/3_animations/swf/spectres_abs_em.swf.
Choisir comme élément chimique le mercure (Hg).
1) Quelle est l’allure du spectre obtenu ?
Voici quelques niveaux d’énergie de l’atome de mercure par ordre croissant : E1 = - 10,38 eV ; E2 = - 5,74 eV ; E3 = - 5,52 eV ; E4 = - 4,95 eV ; E5 = - 3,71 eV ; E6 = - 2,68 eV, E7 = - 1,57 eV et E8 = - 1,56 eV
2) Représenter ces niveaux sur un diagramme d’énergie ci-dessous.
On prendra comme échelle : 1 cm représente 1,0 eV.
3) Calculer les énergies E85, E84, E64, E62, en eV, associés aux transitions respectives entre les niveaux : 8 5 ; 8 4 ; 6 4 et 6 2.
Un photon émis lors de la transition d’un niveau d’énergie supérieur vers un niveau d’énergie inférieur possède une énergie exprimée en Joules notée E = Eniveau sup. – Eniveau inf. telle que E = h c
, h étant la constante de constante de Planck et c la célérité de la lumière dans le vide.
4) Calculer la longueur d’onde 85, 84, 64, 62 dans le vide des photons associés aux transitions précédentes.
Donnée : h = 6,63 10-34 J.s ; c = 3,00 108 m.s-1 ; 1 eV = 1,60 10-19 J
5) Sur le diagramme d’énergie de l’atome de mercure, représenter par des flèches courbes les transitions identifiées.
E (eV) 0
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III. Spectre d’absorption de l’atome de mercure 1) En agissant sur la simulation, obtenir le spectre d’absorption du mercure. Pourquoi ce spectre contient-il des raies noires ?
2) En agissant sur la simulation, comparer les spectres d’émission et d’absorption du mercure.
Que constate-t-on ? IV. L’effet photoélectrique
En 1905, Albert Einstein (encore lui) expliqua l’effet photoélectrique en postulant que la lumière, ou plus généralement toute radiation électromagnétique, peut être divisée en un nombre fini de « quanta d’énergie ».
Pour ses contributions à la physique théorique, spécialement pour sa découverte de la loi de l’effet photoélectrique, il obtient le prix Nobel de Physique en 1921.
Lancer l’animation photoelectric_fr dans votre zone de travail. Placer le curseur de la pile sur 8,0 V et le curseur de l’intensité lumineuse sur 100%. Dans le menu Options, cocher Afficher les photons. Choisir initialement comme cible le sodium.
1) Comment évolue l’intensité du courant électrique (donc la quantité d’électrons) quand la longueur d’onde varie de 100 nm à 800 nm ?
2) Pour quelle valeur de seuil, l’intensité électrique devient différente de zéro ?
3) Pour une longueur d’onde donnée < seuil, comment évolue l’intensité du courant électrique lorsque l’intensité lumineuse varie ?
4) Quelle hypothèse (ci-dessous) permet d’expliquer les évolutions constatées ?
Hypothèse 1 : de l’énergie lumineuse est transmise en permanence aux électrons par la lampe. Lorsqu’un électron a accumulé suffisamment d’énergie, il peut quitter l’atome et rejoindre la borne + de la pile.
Hypothèse 2 : l’énergie lumineuse est transmise aux électrons par paquets appelés « photons ». L’énergie d’un photon dépend de la longueur d’onde de la lumière reçue.
5) Déterminer pour chaque cible (zinc, cuivre, platine, calcium et l’inconnu) la longueur d’onde seuil et compléter le tableau ci-dessous
6) Calculer l’énergie correspondante W(travail d’extraction) en eV. Détailler un calcul. Compléter le tableau ci- dessous. Rechercher le métal inconnu.
Métal sodium zinc cuivre platine calcium inconnu
seuil (nm) W (eV)
curseur tension
