Spectres d’émission | Physique-Chimie Seconde
Introduction
Découvrez comment les atomes émettent de la lumière
Définition des spectres d'émission
Qu'est-ce qu'un spectre d'émission ?
Un spectre d'émission est le diagramme obtenu lorsqu'on décompose la lumière émise par un corps chaud ou excité en ses différentes longueurs d'onde.
Il montre les raies lumineuses spécifiques à chaque élément chimique.
Structure de l'atome et niveaux d'énergie
Modèle de Bohr
Les électrons tournent autour du noyau sur des orbites circulaires fixes
Chaque orbite correspond à un niveau d'énergie spécifique
Les électrons ne peuvent pas se trouver entre deux orbites
2 Niveaux excités (E₁, E₂, ...) : états d'énergie supérieure
3 Les électrons peuvent sauter entre les niveaux d'énergie
4 Un atome excité est instable et tend à revenir à son état fondamental
Transition énergétique et émission de lumière
Processus d'émission
Lorsqu'un atome absorbe de l'énergie (chaleur, lumière, électricité), un électron peut passer d'un niveau d'énergie inférieur à un niveau supérieur
L'atome est alors dans un état excité
2 Il émet un photon (quantum de lumière)
3 L'énergie du photon correspond à la différence d'énergie entre les deux niveaux :
Relation entre énergie et longueur d'onde
Formule de Planck
L'énergie d'un photon est proportionnelle à sa fréquence :
Où :
- E : énergie du photon (en joules)
- h : constante de Planck (6,63×10⁻³⁴ J·s)
- ν : fréquence de la radiation (en Hz)
2 Relation entre longueur d'onde et fréquence :
3 Donc l'énergie peut aussi s'exprimer en fonction de λ :
Spectre de l'hydrogène
Série de Balmer
La série de Balmer correspond aux transitions des électrons vers le niveau n=2
Ces transitions produisent des raies dans le domaine visible du spectre
Les longueurs d'onde caractéristiques sont :
- Hα (n=3→n=2) : 656 nm (rouge)
- Hβ (n=4→n=2) : 486 nm (bleu-vert)
- Hγ (n=5→n=2) : 434 nm (violet)
- Hδ (n=6→n=2) : 410 nm (violet)
La formule de Rydberg permet de calculer les longueurs d'onde des raies spectrales :
Avec RH = 1,097×10⁷ m⁻¹ (constante de Rydberg pour l'hydrogène)
Différents types de spectres
Classification des spectres
Produit par un corps chaud (ex : Soleil, filament incandescent)
Contient toutes les longueurs d'onde visibles sans interruption
Aspect : bandes continues de couleurs
2 Montre des raies lumineuses distinctes
3 Chaque élément a un spectre de raies caractéristique
4 Fonctionne comme une "empreinte digitale" de l'élément
Obtenu quand la lumière blanche traverse un gaz froid
Montre un spectre continu avec des raies noires
Les raies noires correspondent aux longueurs d'onde absorbées par le gaz
Applications des spectres d'émission
Analyse spectroscopique
Permet d'identifier les éléments présents dans les étoiles et galaxies
Les astronomes utilisent les spectres pour déterminer la composition chimique du Soleil et d'autres étoiles
Utilisé aussi pour mesurer les vitesses des objets célestes (effet Doppler)
2 Utilisé en chimie analytique pour détecter des traces d'éléments
3 Contrôle qualité dans l'industrie
4 Détection de polluants dans l'environnement
Lampe à sodium : émission jaune intense (raie à 589 nm)
Lampe à mercure : émission dans plusieurs domaines du spectre
Avantages : rendement lumineux élevé, longue durée de vie
Diagramme d'énergie
Représentation énergétique
Le diagramme d'énergie montre les niveaux d'énergie des électrons dans un atome
Chaque trait horizontal représente un niveau d'énergie possible
Le niveau fondamental est le plus bas (E₀), les autres sont des niveaux excités
2 Flèche vers le bas : émission d'énergie (retour à l'état fondamental)
3 Longueur de la flèche = différence d'énergie entre les niveaux
4 Cette énergie correspond à celle du photon émis ou absorbé
Exercice d'application
Problème de niveau lycée
On observe le spectre d'émission d'un atome d'hydrogène. Une raie est observée à λ = 486 nm.
1. À quelle transition correspond cette raie ?
2. Calculer l'énergie du photon associé en eV.
3. Préciser le domaine spectral de cette radiation.
Solution de l'exercice
Correction détaillée
λ = 486 nm = 486×10⁻⁹ m
Cette longueur d'onde est dans le domaine visible (bleu-vert)
Elle correspond à la transition Hβ de la série de Balmer (n=4 → n=2)
Utilisation de la relation E = hc/λ
Avec h = 6,63×10⁻³⁴ J·s, c = 3,00×10⁸ m/s
Conversion en eV (1 eV = 1,60×10⁻¹⁹ J) :
λ = 486 nm est comprise entre 400 nm et 700 nm
C'est donc une radiation dans le domaine visible
Plus précisément dans la partie bleu-vert du spectre visible
Expérience historique de Franck-Hertz
Confirmation des niveaux d'énergie
En 1914, James Franck et Gustav Hertz ont confirmé l'existence des niveaux d'énergie quantifiés
Ils ont bombardé des atomes de mercure avec des électrons
À certaines valeurs précises de la tension accélératrice, les électrons perdaient de l'énergie
2 Correspondant exactement aux différences d'énergie entre niveaux
3 Confirmation expérimentale du modèle de Bohr
4 Prix Nobel de Physique en 1925 pour cette découverte
Spectroscopie moderne
Techniques avancées
Utilisée pour mesurer la concentration d'éléments dans un échantillon
Fondée sur l'absorption de lumière par les atomes libres
Très sensible : détection de concentrations très faibles
2 Mesures extrêmement précises des niveaux d'énergie
3 Applications en métrologie, télécommunications
4 Recherche fondamentale en physique quantique
Limites du modèle de Bohr
Limitations du modèle
Le modèle de Bohr expliquait bien l'hydrogène mais échouait pour les atomes plus complexes
Il ne pouvait pas expliquer la structure fine des raies spectrales
Il restait une approximation semi-classique
2 Concepts de probabilité et d'orbitales
3 Dualité onde-particule des électrons
4 Le modèle de Bohr reste utile en lycée pour comprendre les bases
Exercice avancé
Problème complexe
Un atome d'hydrogène initialement dans son état fondamental absorbe un photon de longueur d'onde 97,2 nm.
1. Calculer l'énergie du photon absorbé en eV.
2. Déterminer le niveau d'énergie atteint par l'électron.
3. L'atome peut-il émettre un photon de longueur d'onde 121,6 nm ? Justifier.
Solution de l'exercice avancé
Correction détaillée
Utilisation de E = hc/λ avec λ = 97,2×10⁻⁹ m
Conversion en eV :
Niveau fondamental de l'hydrogène : E₀ = -13,6 eV
Après absorption : E = -13,6 + 12,8 = -0,8 eV
Formule des niveaux d'énergie : Eₙ = -13,6/n²
L'électron atteint le niveau n = 4
Longueur d'onde de 121,6 nm correspond à une énergie :
Transition possible de n=4 vers n=2 : E = -0,85 - (-3,4) = 2,55 eV
Transition possible de n=4 vers n=1 : E = -0,85 - (-13,6) = 12,75 eV
Donc une transition de 10,2 eV n'est pas possible depuis n=4
La réponse est : NON, car 10,2 eV ne correspond pas à une transition possible depuis le niveau n=4
Résumé
Points clés
- Diagramme montrant les radiations émises par un corps excité
- Chaque élément chimique a un spectre caractéristique
- Formé de raies lumineuses à des longueurs d'onde précises
- Électrons sur des orbites circulaires fixes
- Niveaux d'énergie quantifiés
- Transitions entre niveaux avec émission ou absorption de photons
- Énergie d'un photon : E = hν = hc/λ
- Constante de Planck : h = 6,63×10⁻³⁴ J·s
- Vitesse de la lumière : c = 3,00×10⁸ m/s
- Formule de Rydberg : 1/λ = RH(1/n₁² - 1/n₂²)
Conclusion
Félicitations !
Continuez à pratiquer pour renforcer vos compétences