Définitions et notions devant être acquises : Atome - Electron -Proton –
Neutron- Nucléon –Isotope- Elément chimique- Nombre d’Avogadro (N) –
Constante de Planck (h)- Constante de Rydberg (RH)- Célérité de la lumière (c)
-Masse molaire (M)- Mole - Molécule -Unité de masse atomique - Défaut de
masse.
Exercice I. 1.
Pourquoi a-t-on défini le numéro atomique d’un élément chimique par le
nombre de protons et non par le nombre d’électrons?
Exercice I. 2.
Lequel des échantillons suivants contiennent le plus de fer ?
0.2 moles de Fe2(SO4)3
20g de fer
0.3 atome- gramme de fer
2.5x1023 atomes de fer
Données : MFe=56g.mol-1 MS=32g.mol-1
Nombre d’Avogadro N =6,023. 1023
Exercice I. 3.
Combien y a-t-il d’atomes de moles et de molécules dans 2g de dihydrogène
(H2) à la température ambiante.
Exercice I. 4.
Un échantillon d’oxyde de cuivre CuO a une masse m = 1,59 g.
Combien y a-t-il de moles et de molécules de CuO et d’atomes de Cu et de O
dans cet échantillon ?
MCu= 63,54g.mol-1 ; MO = 16g.mol-1
Exercice I. 5.
Un échantillon de méthane CH4 a une masse m = 0,32 g.
Combien y a-t-il de moles et de molécules de CH4 et d’atomes de C et de H
dans cet échantillon ?
MC=12g.mol-1
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 14
Exercice I. 6.
Les masses du proton, du neutron et de l'électron sont respectivement de
1,6723842.10-24g, 1,6746887.10-24g et 9,109534.10-28g.
1. Définir l'unité de masse atomique (u.m.a). Donner sa valeur en g avec
les mêmes chiffres significatifs que les masses des particules du
même ordre de grandeur.
2. Calculer en u.m.a. et à 10-4 près, les masses du proton, du neutron et
de l'électron.
3. Calculer d'après la relation d'Einstein (équivalence masse-énergie), le
contenu énergétique d'une u.m.a exprimé en MeV.
(1eV=1,6.10-19 Joules)
Exercice I. 7.
A q
ZX
1. On peut porter des indications chiffrées dans les trois positions A, Z et
q au symbole X d’un élément. Que signifie précisément chacune
d’elle ?
2. Quel est le nombre de protons, de neutrons et d’électrons présents
dans chacun des atomes ou ions suivants : 9
19F 12
24Mg2+
34
79Se2-
3. Quatre nucléides A, B, C et D ont des noyaux constitués comme
indiquée ci-dessous :
A B C D
Nombre de protons 21 22 22 20
Nombre de neutrons 26 25 27 27
Nombre de masses 47 47 49 47
Y a t-il des isotopes parmi ces quatre nucléides ?
Exercice I. 8.
Quel est le nombre de protons, de neutrons et d'électrons qui participent à la
composition des structures suivantes :
C C C O O Al S Cl Ca Fe Co Ni 59
28
59
27
56 3
26
40 2
20
35
17
32 2
16
22 3
13
16 2
8
16
8
14
6
13
6
12
6
- + - - + +
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 15
Exercice I. 9.
1. Le noyau de l'atome d’azote N (Z=7) est formé de 7 neutrons et 7
protons. Calculer en u.m.a la masse théorique de ce noyau. La
comparer à sa valeur réelle de 14,007515u.m.a. Calculer l'énergie de
cohésion de ce noyau en J et en MeV.
mp = 1,007277 u.m.a. mn = 1,008665 u.m.a.
me = 9,109534 10-31 kg
N = 6,023 1023 RH = 1,097 107m-1
h= 6.62 10-34 J.s c = 3 108ms-1
2. Calculer la masse atomique de l’azote naturel sachant que :
14N a une masse de 14,007515u.m.a et une abondance isotopique de
99,635%
15N a une masse de 15,004863u.m.a et une abondance isotopique de
0,365%
Exercice I. 10.
Considérons l'élément phosphore P (Z=15) (isotopiquement pur, nucléide
31P
15 ):
1. Déterminer, en u.m.a et avec la même précision que l’exercice
précédant, la masse du noyau, puis celle de l'atome de phosphore.
2. Est-il raisonnable de considérer que la masse de l'atome est localisée
dans le noyau ?
3. Calculer la masse atomique molaire de cet élément.
4. La valeur réelle est de 30,9738 g. mol-1. Que peut-on en conclure ?
Exercice I. 11.
L’élément gallium Ga (Z =31) possède deux isotopes stables 69Ga et 71Ga.
1. Déterminer les valeurs approximatives de leurs abondances
naturelles sachant que la masse molaire atomique du gallium est de
69,72 g.mol-1.
2. Pourquoi le résultat n'est-il qu'approximatif ?
3. Il existe trois isotopes radioactifs du gallium 66Ga, 72Ga, et 73Ga.
Prévoir pour chacun son type de radioactivité et écrire la réaction
correspondante.
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 16
69Ga : 31 protons et 38 neutrons - Isotope stable
71Ga : 31 protons et 40 neutrons - Isotope stable
Exercice I. 12.
L’élément silicium naturel Si (Z=14) est un mélange de trois isotopes
stables : 28Si, 29Si et 30Si. L'abondance naturelle de l'isotope le plus abondant
est de 92,23%.
La masse molaire atomique du silicium naturel est de 28,085 g.mol-1.
1. Quel est l'isotope du silicium le plus abondant ?
2. Calculer l'abondance naturelle des deux autres isotopes.
Exercice I. 13.
L’élément magnésium Mg (Z=12) existe sous forme de trois isotopes de
nombre de masse 24, 25 et 26. Les fractions molaires dans le magnésium
naturel sont respectivement : 0,101 pour 25Mg et 0,113 pour 26Mg.
1. Déterminer une valeur approchée de la masse molaire atomique du
magnésium naturel.
2. Pourquoi la valeur obtenue n’est-elle qu’approchée ?
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 17
CHAPITRE I : Exercices corrigés
Structure de l’atome : Connaissances générales
Exercice I. 1.
Le numéro atomique d’un élément chimique est défini par le nombre de
protons car celui-ci ne change jamais contrairement au nombre de neutrons
et d’électrons.
Exercice I. 2.
Rappel : Dans une mole, il y a N particules (atomes ou molécules)
0.2 moles de Fe2(SO4)3 correspond à 0,4moles d’atomes (ou atomegramme)
de fer
20g de fer correspond à n= m/MFe = 20/56 = 0,357 moles d’atomes de
fer.
0.3 atome-gramme de fer ou 0,3mole d’atomes de fer.
2.5x1023 atomes de fer correspond à n = nombre d’atomes /N
= 0,415 moles d’atomes de fer
C’est ce dernier échantillon qui contient le plus de fer
Exercice I. 3.
MH = 1g.mol-1 nombre de moles : n =m /M
2g de H2 correspond à n = 2/2 =1 mole de molécules, à 1.6,0231023
molécules et à 2.6,0231023 atomes de H.
Exercice I. 4.
Nombre de mole de CuO : n= m/MCuO = 1,59/(63,54+16)= 0,01999 moles
Nombre de molécules de CuO = (m/MCuO) . N = 0,12.1023 molécules
Nombre d’atomes de Cu = nombre d’atomes de O
= (m/MCuO) .N = 0,12.1023atomes
Exercice I. 5.
Nombre de mole de CH4 : n= m/MCH4 = 0,32/ (12 + 4)= 0,02moles
Nombre de molécules de CH4 = n. N =(m/MCH4) . N = 0,12.1023 molécules
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 18
Nombre d’atomes de C = nombre de molécules de CH4 =
1.n . N = (m/MCH4) . N = 0,12.1023 atomes
Nombre d’atomes de H= 4 nombre de molécules de CH4 =
4.n . N= 4 . 0,12.1023 =0,48.1023 atomes
Exercice I. 6.
1. Définition de l’unité de masse atomique : L’unité de masse atomique
(u.m.a.) : c’est le douzième de la masse d'un atome de l’isotope de
carbone 6
12C (de masse molaire 12,0000g)
La masse d’un atome de carbone est égale à : 12,0000g/N
Avec N (nombre d’Avogadro) = 6.023. 1023
1 u.m.a = 1/12 x (12,0000/N ) = 1/ N = 1.66030217.10-24g.
2. Valeur en u.m.a. des masses du proton, du neutron et de l'électron.
mp = 1,007277 u.m.a. mn = 1,008665 u.m.a.
me = 0,000549 u.m.a.
E (1 u.m.a) = mc2 = 1,66030217.10-24.10-3 x ( 3.108)2
= 1,494271957.10-10 J
E=1,494271957.10-10/1,6.10-19 (eV) = 934 MeV
Exercice I. 7.
1. A : nombre de masse= nombre de protons +nombre de neutrons
Z : numéro atomique ou nombre de protons
q : nombre de charge =nombre de protons –nombre d’électrons
2. Element nombre de masse Protons neutrons électrons
19F
9 19 9 10 9
24 2+
12Mg 24 12 12 10
79 2-
34 Se 79 34 45 36
3. B et C sont des isotopes car ils possèdent le même nombre de protons
mais des nombres de masse différents.
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 19
Exercice I. 8.
2. Elément nombre de masse protons neutrons électrons
12C
6 12 6 6 6
13C
6 13 6 7 6
14C
6 14 6 8 6
18O
8 18 8 10 8
16 2-
8O 16 8 8 10
27 3+
13 Al 27 13 14 10
32 2-
16 S 32 16 16 18
35Cl -
17 35 17 18 18
40 2+
20Ca 40 20 20 18
56 3+
26 Fe 56 26 30 23
59Co
27 59 27 32 27
59Ni
28 59 28 31 28
Exercice I. 9.
1. Masse théorique du noyau :
mthéo = 7.1,008665 + 7.1,007277 = 14,111594 u.m.a
1 u.m.a = 1/N (g)
mthéo = 14,111594/N = 2,342951021.10-23 g = 2,34295.10-26 kg
La masse réelle du noyau est inférieure à sa masse théorique, la différence
Dm ou défaut de masse correspond à l'énergie de cohésion du noyau.
Défaut de masse : Dm = 14,111594 - 14,007515= 0,104079 u.m.a/noyau =
1,72802589. 10-28 kg/noyau
Dm= 0,104079 g/ mole de noyaux
Energie de cohésion : E = Dm c2 (d’après la relation d’Einstein :
équivalence masse –énergie)
1eV= 1,6.10-19 J
E = 1,7280.10-28 (3 108)2 = 15,552.10-12 J/noyau = 9,72.107 eV/noyau
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 20
2. Mazote naturel = (99,635/100 x 14,007515) + (0,365/100 x 15,004863)
= 14,01g.mol-1
Exercice I. 10.
1. Masse du noyau : 15.mp + 16.mn = 15. 1,007277 + 16. 1,008665
mnoyau= 31,247795 uma=5,1880782.10-23 g
Masse de l'atome de phosphore :
15 me = 1,36643 .10-26 g
mat = 15. mp + 16. mn + 15 me = 5,18944463.10-23g = 31,256025uma
2. Oui, car : me << mp + mn
3. Masse atomique molaire du phosphore :
M (P)=mat..N = 31,256025 g.mol-1
4. La valeur réelle est de 30,9738 g. mol-1.
Le défaut de masse est : m = 31,2560 - 30,9738 = 0,2822 g.mol-1
Le système perd de la masse sous forme d'énergie lors de la formation
du noyau (relation d’Einstein DE=Dm.c2)
Exercice I. 11.
1. Les deux isotopes de gallium Ga (Z=31) sont notés (1) pour 69Ga et
(2) pour 71Ga.
M = x1M1 + x2 M2 avec M1 »A1 = 69 et M2 » A2 = 71
69,72 = 69 x1 + 71 x2 avec x1 + x2 = 1
69,72 = 69 x1 + 71 (1- x1)
x1 = 0,64 et x2 = 0,36
64 % de 69Ga et 36 % de 71Ga
2. L’élément naturel est composé de plusieurs isotopes en proportion
différente. Sa masse molaire étant la somme de ces proportions
molaires, elle ne peut être un nombre entier. Elle n'est donc pas
strictement égale au nombre de masse car ce dernier est un nombre
entier pour chaque isotope (voir exercice précédent).
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 21
3. 66Ga : 31 protons et 35 neutrons - Isotope stable
Par comparaison avec les isotopes stables, on constate que cet isotope
présente un défaut de neutrons. Pour se stabiliser, il cherchera à transformer
un proton en neutron, il émettra donc de l'électricité positive, c'est un
émetteur b+.
72Ga : 31 protons et 41 neutrons - Isotope Instable
Par comparaison avec les isotopes stables, on constate que cet isotope
présente un excès de neutrons. Pour se stabiliser il cherchera à transformer
un neutron en proton, il émettra donc de l'électricité négative, c'est un
émetteur b-.
73Ga : 31 protons et 42 neutrons - Isotope Instable
Par comparaison avec les isotopes stables, on constate que cet isotope
présente un excès de neutrons. Pour se stabiliser il cherchera à transformer
un neutron en proton, il émettra donc de l'électricité négative, c'est un
émetteur b-.
66Ga
31
66Zn
30 + oe
1
72Ga
31
72Ge
32 + oe
-1
73Ga
31
73Ge
32 + oe
-1
Exercice I. 12.
1. La masse d’un atome de silicium Si : m=MSi/ N =(28,085/ N)
La masse molaire du silicium est:
MSi = 28,085 g.mol-1 =(28,085/ N).N = 28,085 u.m.a.
M» 28==>L'isotope 28 est le plus abondant.
2. Appelons x l'abondance de l'isotope 29 et y celle de l'isotope 30.
Assimilons, fautes de données, masse atomique et nombre de masse pour les
trois isotopes.
28,085 = 28 .0,9223 + 29 x + 30 y 2,2606 = 29 x + 30 y
0,9223 + x + y = 1 0,0777 = x + y y = 0,0777 – x
29 x + 30 (0,0777 - x) = 2,2606
x = 0,0704 = 7,04% et y = 0,0073 = 0,73%
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 22
Exercice I. 13.
1. Masse molaire atomique du magnésium naturel Mg (Z=12).
Soit M = S xi Mi avec Mi : nombre de masse et xi la fraction
molaire des isotopes.
x (26Mg) = 0,113 et M(26Mg) » 26
x (25Mg) = 0,101 et M(25Mg) » 25
x(24Mg) =1- x(25Mg)- x(26Mg) et M(24Mg) » 24
x(24Mg) = 1 – (0,101 + 0,113) = 0,786
M (Mg) = [x (24Mg).M (24Mg)] + [x (25Mg).M (25Mg)]
+ [x (26Mg).M (26Mg)]
M (Mg) = (0,786 x 24) +( 0,101 x 25) + (0,113 x 26) = 24,3 g.mol-1
2. La masse molaire n'est pas strictement égale au nombre de masse car
l’élément naturel est composé de plusieurs isotopes d’abondance différente
(voir exercice précédent).
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 23
CHAPITRE II
MODELE QUANTIQUE DE L’ATOME
ATOME DE BOHR
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 25
Définitions et notions devant être acquises : Electron-volt (eV) - Quanta-
Atome hydrogénoïde- Atome de Bohr- Orbite de Bohr- Absorption-
Emission- Constante de Rydberg- Séries spectrales (Lyman, Balmer,
Paschen, Brackett et Pfund)- Raie spectrale- Raie limite.
II. 1. ATOMES HYDROGENOIDES SELON LE MODELE DE
BOHR : APPLICATION A L’ION Li2+ :
Exercice II. 1. 1.
1. Etablir pour un atome hydrogénoïde (noyau de charge + Ze autour
duquel gravite un électron), les formules donnant :
a- Le rayon de l’orbite de rang n.
b- L’énergie du système noyau-électron correspondant à cette orbite.
c- Exprimer le rayon et l’énergie totale de rang n pour l’hydrogénoïde
en fonction des mêmes grandeurs relatives à l’atome d’hydrogène.
2. Calculer en eV et en joules, l’énergie des quatre premiers niveaux de
l’ion hydrogénoïde Li2+, sachant qu’à l’état fondamental, l’énergie du
système noyau-électron de l’atome d’hydrogène est égale à -13,6 eV.
3. Quelle énergie doit absorber un ion Li2+, pour que l’électron passe du
niveau fondamental au premier niveau excité.
4. Si cette énergie est fournie sous forme lumineuse, quelle est la
longueur d’onde l1-2 du rayonnement capable de provoquer cette
transition ?
On donne : Li (Z=3) 1eV= 1,6.10-19 Joules
h= 6,62.10-34 J.s c = 3.108 m.s-1
II. 2. SPECTRE D’EMISSION DE L’ATOME D’HYDROGENE
Exercice II. 2. 1.
1. Le spectre d’émission de l’atome d’hydrogène est composé de
plusieurs séries de raies. Donner pour chacune des trois premières
séries, les longueurs d’onde de la première raie et de la raie limite. On
établira d’abord la formule donnant 1/li -j, où li -j représente la longueur
d’onde de la radiation émise lorsque l’électron passe du niveau ni au
niveau nj.( ni > nj)
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 26
Dans quel domaine spectral (visible, ultra-violet, infra-rouge,…) observe-ton
chacune de ces séries ?
2. La première raie de la série de Brackett du spectre d’émission de
l’atome d’hydrogène a pour longueur d’onde 4,052 mm. Calculer, sans
autre donnée, la longueur d’onde des trois raies suivantes.
Exercice II. 2. 2.
Si l’électron de l’atome d’hydrogène est excité au niveau n=5, combien de
raies différentes peuvent-elles être émises lors du retour à l’état fondamental.
Calculer dans chaque cas la fréquence et la longueur d’onde du photon émis.
Exercice II. 2. 3.
Si un atome d’hydrogène dans son état fondamental absorbe un photon de longueur
d’onde l1 puis émet un photon de longueur d’onde l2, sur quel niveau l’électron se
trouve t-il après cette émission ? l1 = 97, 28 nm et l2= 1879 nm
Exercice II. 2. 4.
Le strontium peut être caractérisé par la coloration rouge vif qu'il donne à la
flamme. Cette coloration est due à la présence dans son spectre, de deux
raies visibles à 605 nm et 461 nm. L'une est jaune orangée et l'autre bleue.
Attribuer la couleur correspondante à chacune de ces raies et calculer
l'énergie et la fréquence des photons correspondants.
Le domaine du visible s'étale approximativement de 400 nm à 800 nm.
L'ordre des couleurs est celui bien connu de l'arc en ciel : VIBVJOR soit
Violet - Indigo - Bleu - Vert - Jaune - Orange - Rouge. Le violet correspond
aux hautes énergies, aux hautes fréquences et aux faibles longueurs d'onde.
Inversement, le rouge correspond aux faibles énergies, aux faibles
fréquences et aux grandes longueurs d'onde.
Il est donc facile d'attribuer sa couleur à chaque raie par simple comparaison.
Exercice II. 2. 5.
1. Un atome d'hydrogène initialement à l'état fondamental absorbe une
quantité d'énergie de 10,2 eV. A quel niveau se trouve l’électron ?
2. L’électron d’un atome d'hydrogène initialement au niveau n=3 émet une
radiation de longueur d'onde l = 1027 Å. A quel niveau se retrouve
l’électron ?
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 27
Exercice II. 2. 6.
L'énergie de première ionisation de l'atome d'hélium est 24,6 eV.
1. Quelle est l'énergie du niveau fondamental ?
2. Un atome d'hélium se trouve dans un état excité. Un de ses électrons
se trouve alors au niveau d'énergie égale à-21,4 eV. Quelle est la
longueur d'onde de la radiation émise quand cet électron retombe au
niveau fondamental ?
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 28
CHAPITRE II : Exercices corrigés
Modèle quantique de l’atome : Atome de Bohr
Rappel : domaines du rayonnement électromagnétique
Visible
Radio, Télévision Radar, Micro-ondes Infrarouge Ultraviolet Rayons X Rayons Y
I I I I I I I I I I I I I I I I I
l (m) 10 1 10-3 10-4 10-6 10-7 10-9 10-10 10-11 10-12
m mm m nm Å
n(hz)3x 108 1011 1014 1017 1018 1020
Le domaine du visible, le seul auquel notre oeil est sensible, est extrêmement
étroit: de 4.10-7 à 8.10-7 m. A l’intérieur de cet intervalle, la longueur d’onde
détermine la couleur perçue.
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 29
II. 1. ATOMES HYDROGENOIDES SELON LE MODELE DE
BOHR : APPLICATION A L’ION Li2+ :
Exercice II. 1. 1.
+Ze v
r
Fe
r
Fc
r
e-(électron)
1. Bilan des forces : Sur l’électron s’exercent deux forces colinéaires
et de sens opposés,
Fe (électrostatique) et Fc (centrifuge due au mouvement).
Fe = -
Ze2
4pe 0r 2 et Fc =
m e v 2
r
Pour que l’électron reste sur une orbite de rayon r, il faut que :
r
F e =
r
F c
Ze2
4pe 0r 2 =
mev 2
r
Equation (1)
Selon l’hypothèse de Bohr, le moment cinétique orbital est quantifié :
)
2
(
p
h
M m vr n e = = Equation (2)
a- A partir des expressions (1) et (2), on détermine celle du rayon de
l’orbite de rang n :
rn =
n2
Z
(
h2e 0
p me2 ) Equation (3)
b- L’énergie totale (Et) = énergie cinétique (Ec) + énergie potentielle (Ep)
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 30
Avec ; Ec =
mev
2
2
et Ep =
-Ze2
4pe 0r
Nous avons : L’énergie du système noyau-électron est égale à :
Et =
-Ze2
8pe 0r
En remplaçant le rayon r par son expression (3), nous obtenons :
Et = -(
Z 2
n2 ) (
me4
8e 0
2h2 )
c- Si n = 1 et Z = 1 (cas de l’atome d’hydrogène)
Rayon de la première orbite de l’atome d’hydrogène
( ) = = 0,53A& 2
0
2
1 me
h
r H p
e
Rayon de l’orbite de rang n des hydrogénoïdes
rn = (
n2
Z
) r1 ( )H = n2
Z
0,53 A&
Energie de la première orbite de l’atome d’hydrogène
E1 ( )H = -
me4
8e 0
2h2 = -13,6eV
Energie de l’électron sur une orbite de rang n des hydrogénoïdes
En = (
Z2
n2 ) E1 ( )H = (
Z 2
n2 )(-13,6)eV
2. Li2+ : Z=3 2
1 2
2
( )
( )
n
Li
E
E
n Li
+
+ =
(E1)Li
2+ = (E1)H .ZLi
2 = -13,6 .(3)2 = -122,4eV
n=2 E2= -30,6eV = -4,9.10-18J
n=3 E3= -13,6eV = -2,18.10-18J
n=4 E4= -7,65eV = -1,22.10-18J
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 31
3. Imaginons la transition entre deux niveaux d’énergie n=1 et n=2 (absorption)
n = 2 E2
n = 1 E1
Energie absorbée: DE12 = E2 – E1 = -30,6-(-122,4) = 91,8eV
4. Conservation de l’énergie
1 2
1 2 1 2
®
® ® = D =
l
u hc
h E
1 2
1 2
®
® D
=
E
hc l
l 12= (6,62.10-34 x 3.108)/ (91,8 x 1,6.10-19) = 1,35.10-8m = 135 Å.
(Rayonnement dans le domaine de l’ultraviolet)
II. 2. SPECTRE D’EMISSION DE L’ATOME D’HYDROGENE
Exercice II. 2. 1.
1. L’énergie du niveau n, pour l’hydrogène (Z = 1) est :
(En ) H = -
me4
n28e 0
2h2 =
(E1) H
n2
Imaginons la transition entre deux niveaux i (ni) et j (nj) avec i >j (émission)
ni Ei
nj Ej
Le photon émis a une longueur d’onde l ij telle que : E j - Ei = hc
li
®j
1
li
®j
=
(E1)H
hc
(
1
n j
2 -
1
ni
2 )
La formule est du même type que la formule empirique de Ritz.
Exercices corrigés de structure de la matière et de liaisons chimiques 32
En calculant l’expression
(E1) H
hc
, qui s’identifie à la constante de Rydberg, on
trouve la valeur expérimentale :
(E1) H
hc
= (13,6 x 1,6.10-19) / (6,62.10-34x 3.108) = 1,096.107m-1
Série Lyman : transition l ij avec j=1 et i ≥ 2
Série Balmer : transition l ij avec j=2 et i ≥ 3
Série Paschen : transition l ij avec j=3 et i ≥ 4
n= ¥
n=3
n=2
n=1
La première
( تقرير عن مشاركة سيئة )، و الموجودة أسفل كل مشاركة .
2011-02-14, 20:52
difinition +exercice de chimie
العرض العادي
