Les niveaux d'énergie de l'atome d'hydrogène sont donnés par la formule :
\[ E_n = \frac{-13,6}{n^{2}}eV\]
On donne :
- - Constante de Planck : \(h = 6\mbox{,}626\:1 \times 10^{-34}\:\text{J}\mathord{\cdot}\text{s}\)
- - Célérité de la lumière dans le vide : \(c = 2\mbox{,}997\:9 \times 10^{8}\:\text{m}\mathord{\cdot}\text{s}^{-1}\)
- - \(1\) \(eV = 1\mbox{,}602 \times 10^{-19}\:\text{J}\)
Calculer l’énergie du niveau \(n = 5\).
On donnera le résultat en \(eV\), avec 3 chiffres significatifs.
On donnera le résultat en \(eV\), avec 3 chiffres significatifs.
Le spectre d’hydrogène possède des raies visibles appelées raies de Balmer.
Elles correspondent à l’émission d’un photon d’un niveau donné vers le niveau \(n = 2\).
On relève expérimentalement une de ces raies de longueur d’onde \(\lambda = 657 \times 10^{-9}\:\text{nm}\).
Calculer l’énergie \(E_{photon}\) du photon correspondant.
On donnera le résultat en \(eV\), avec 3 chiffres significatifs.
On donnera le résultat en \(eV\), avec 3 chiffres significatifs.
En déduire dans quel niveau d’énergie l’atome se trouvait avant l’émission de ce photon.
On donnera en réponse uniquement la valeur de \(n\).
On donnera en réponse uniquement la valeur de \(n\).
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