I- But et principe.

Analyse spectrale

1)- Le but

-  La spectroscopie a pour but d’analyser la lumière émise par une source ou transmise par un corps absorbant.

-  On peut faire l’analyse :

-  De la lumière émise par une source lumineuse : on obtient un spectre d’émission ;

-  De la lumière ayant traversée une substance transparente : on obtient un spectre d’absorption.

2)- Principe

-  On utilise un spectroscope.

-  Son fonctionnement est basé sur la décomposition de la lumière en ses différentes radiations.

-  Le dispositif essentiel d’un spectroscope est :

-  Soit un prisme ;

-  Soit un réseau.

Les messages de la lumière

►  Spectroscope à prisme :

La lumière des étoiles

-  Décomposition de la lumière blanche :

-  Le prisme dévie et décompose la lumière blanche en lumières colorées du rouge au violet.

-  C'est un phénomène de dispersion.

-  L'ensemble des couleurs obtenues constitue le spectre de la lumière blanche.

-  Le spectre est continu du rouge au violet.

-  Le prisme dévie plus la radiation violette que la radiation rouge.

►  Spectroscope à réseau :

-  Un réseau est constitué d'un film transparent sur lequel on a gravé des traits parallèles, équidistants et très fins

-  ( exemple le réseau noté : 580 : on a gravé 580 traits par millimètre).

-  Schéma :

►  Remarques :

-  Dans le spectroscope à prisme, on utilise le fait que la déviation d’une radiation dépend de sa longueur d’onde λ.

-  Dans le cas du prisme, la radiation violette est plus déviée que la radiation rouge.

-  Dans le spectroscope à réseau, on utilise les phénomènes de diffraction et d’interférences.

-  Un spectroscope à réseau décompose la lumière blanche.

-  Il dévie plus le rouge que le violet.

II- Les différents spectres.

1)- Les spectres d’émission

-  On distingue trois sortes de spectres :

►  Les spectres continus :

-  Ils sont émis par les corps incandescents.

-  Ils permettent de connaître la température d’un corps

-  Le spectre s’étend du rouge vers le violet au fur et à mesure que la température du corps augmente.

Spectres d'émission 

►  Les spectres de raies :

Les messages de la lumière

-  Ils sont émis par un gaz monoatomique qui subit une décharge électrique (néon, hélium, lampe à vapeur de mercure)

-  Les spectres de raies sont caractéristiques des atomes qui les émettent.

-  On analyse à l’aide du spectroscope la lumière émise par une lampe à vapeur de mercure puis une lampe à vapeur de sodium.

-  La lampe à vapeur de mercure contient des atomes (Hg) de mercure sous faible pression.

-  Ces atomes subissent des décharges électriques et sont excités.

-  Spectre de la lampe à vapeur de mercure :

-  Longueurs d’ondes (les plus visibles) : 615 nm, 580 nm, 579 nm, 577 nm, 546 nm, 492 nm, 436 nm,  405 nm (que l’on devrait voir)

-  La lampe à vapeur de sodium contient des atomes de sodium (Na).

-  Eux aussi subissent des décharges électriques et sont excités.

-  Spectre de la lampe à vapeur de sodium :

-  Le doublet du sodium : radiations jaunes de longueur d’onde voisine de 590 nm (en réalité, il s’agit d’un doublet :589,0 nm et 589,6 nm)

-  Spectre de l’atome d’hydrogène :

-  Spectre de l’atome d’hélium :

-  Quelques spectres d’émission : La lumière des étoiles

►  Les spectres de bandes :

-  Ils sont émis par de gaz polyatomique qui sous faible pression subit des décharges électriques.

-  Les spectres de bandes sont caractéristiques des molécules qui les émettent.

-  Les molécules sont le plus souvent constituées de plusieurs atomes.

-  Dans le calcul de l’énergie d’une molécule il faut tenir compte de l’énergie de vibration, mais aussi de l’énergie de rotation.

-  Les vibrations d’une molécule sont dues aux oscillations des atomes autour d’une position d’équilibre.

-  Une molécule peut aussi posséder des mouvements de rotation autour de différents axes.

-  Cela dépend de la géométrie de la molécule.

-  Les molécules présentent des niveaux d’énergie quantifiés.

-  Chaque niveau est associé à un état de vibration et de rotation donné.

-  Les spectres moléculaires sont plus complexes que les spectres atomiques.

-  Le spectre de raies d’absorption typique d’une molécule montre des séries de raies très proches les unes des autres.

-  L’énergie correspondante à ces transitions est de l’ordre du meV.

-  Schéma : niveaux d’énergie électronique d’une molécule et sous niveaux.

-  Avec les spectroscopes usuels dont le pouvoir de résolution est faible, les raies sont très proches les unes des autres, on observe des bandes noires d’absorption.

2)- Spectres d’absorption :

-  On distingue :

-  Les spectres de raies caractéristiques des atomes

-  Les spectres de bandes caractéristiques des molécules ou des ions.

►  Spectres de raies d’absorption :

-  Exemple :

 Les messages de la lumière

-  Spectre d’absorption et d'émission de l’atome d’hydrogène.

-  Spectre d'absorption et d'émission de l'hélium :

-  Spectre d'absorption et d'émission du mercure :

-  Spectre d'absorption et d'émission du néon :

-  Un atome absorbe les radiations qu’il est capable d’émettre.

-  Un gaz, à basse pression et à basse température, traversé par une lumière blanche, donne un spectre d’absorption.

-  Ce spectre est constitué de raies noires se détachant sur le fond coloré du spectre de la lumière blanche.

-  Ce spectre est caractéristique de la nature chimique d’un atome ou d’un ion. 

-  Autres exemples :

-  Spectre d'absorption de l'argon :

-  Spectre d'absorption du cadmium :

-  Spectre d’absorption du calcium :

►  Spectre de bandes d’absorption :

-  Exemple spectre de bande de la solution de permanganate de potassium :

-  Pour observer un spectre de bande, on utilise le dispositif suivant :

-  On éclaire en lumière blanche une solution aqueuse de permanganate de potassium :

Couleur des objets

-  K⁺ (aq) + MnO₄^– (aq)

-  Lorsque que la solution aqueuse de permanganate de potassium est éclairée en lumière blanche, elle apparait de couleur magenta.

-  On peut obtenir le spectre d’absorption de cette solution lorsqu’elle est éclairée en lumière blanche :

  Expérience :

-  Observation :

-  La solution de permanganate de potassium est violette lorsqu’on observe à la lumière du jour.

-  L’analyse de la lumière transmise par la solution de permanganate de potassium révèle la présence d’une bande sombre dans le spectre de la lumière blanche.

-  Une partie du vert et du bleu a été absorbée par la solution.

-  On obtient un spectre de bandes d’absorption. Les radiations absorbées dépendent de la nature du milieu.

-  Un spectre de bande est caractéristique de la substance dissoute.

-  Profil spectral :

III- Interprétation énergétique.

1)- Postulat de Niels Bohr.

-  L’énergie d’un atome ne peut prendre que certaines valeurs formant une suite discontinue( ou discrète).

-  On dit que l’énergie d’un atome est quantifiée.

-  Les états correspondant à ces valeurs particulières sont appelés niveaux d’énergie d’un atome.

Lumière : onde et particule

Le cas de l'atome d'hydrogène

►  Diagramme de niveaux d’énergie.

-  Sur le diagramme de niveaux d’énergie d’un atome :

-  Le niveau d’énergie le plus bas correspond à l’état stable de l’atome.

-  On l’appelle l’état fondamental

-  Les autres niveaux correspondent à des états moins stables.

-  On les appelle les états excités.

-  L’état de plus haute énergie correspond à la perte d’un électron : l’atome est dit ionisé.

-  Par convention, son énergie est notée : E_∞ = 0 eV.

-  Comme les écarts entre les niveaux d’énergie sont faibles, on utilise l’électron-volt :

-  1 eV = 1,6 × 10^–19 J

-  Remarque : Les énergies des autres états sont négatives.

►  Schéma d’un diagramme d’énergie d’un atome :

-  Le passage d’un niveau d’énergie à un autre est appelé transition électronique.

2)- Émission de la lumière par un atome.

-  Dans ce cas, E_initial > E_final

-  L’atome perd de l’énergie en émettant un photon.

-  Sur un diagramme d’énergie, on représente cette transition par une flèche verticale orienté vers le bas.

-  L’énergie libérée est égale à la différence d’énergie entre les deux niveaux :

-  ΔE = | E_final – E_initial |

-  Cette énergie est transportée par un photon :

-  E_photon = ΔE = | E_final – E_initial | = h . ν

-  La fréquence ν découle de la différence d’énergie ΔE = | E_final – E_initial |

-  Si cette fréquence appartient au domaine du visible, elle correspond alors à une raie colorée dans le spectre d’émission de l’atome.

3)- Absorption de la lumière par un atome.

-  Dans ce cas, E_initial < E_final

-  L’atome gagne de l’énergie en absorbant un photon.

-  Sur un diagramme d’énergie, on représente cette transition par une flèche verticale orienté vers le haut.

-  L’énergie absorbée est égale à la différence d’énergie entre les deux niveaux :

-  ΔE = | E_final – E_initial |

-  Cette énergie est transportée par un photon :

-  E_photon = ΔE = | E_final – E_initial | = h . ν

-  La fréquence ν découle de la différence d’énergie ΔE = | E_final – E_initial |

-  L’absorption d’énergie lumineuse par un atome ne peut se faire que si l’énergie du photon permet une transition d’un niveau E_initial à un niveau supérieur E_final tel que :

-  E_final – E_initial = h . ν

-  Si cette fréquence ν appartient au domaine du visible, elle correspond alors à une raie noire dans le spectre de la lumière blanche.

4)- Exemple : Spectre d’émission et d’absorption de l’atome de sodium :

►  En conclusion :

-  Chaque entité chimique possède son propre diagramme d’énergie.

-  Il est ainsi possible d’identifier une entité chimique (atome, molécule ou ion) à partir de son spectre d’émission ou d’absorption.

-  Les radiations émises ou absorbées sont caractéristiques d’un atome car elles dépendent des niveaux d’énergie de cet atome.

l’atome d’hydrogène

IV- L’atome d’hydrogène

1)- Niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène.

-  L’atome d’hydrogène H : Z = 1

-  Structure électronique :

-  Dans l’état fondamental : K¹ (ou 1s¹)

-  On caractérise cet atome à l’état fondamental par le nombre quantité n = 1.

-  Si l’atome d’hydrogène se trouve dans un état excité, l’électron se trouve alors sur une autre couche que la couche K (ou 1s).

►  Relation valable pour l’atome d’hydrogène seulement :

-  Les niveaux d’énergie électronique de l’atome d’hydrogène H sont donnés par la relation suivante :

- 

-  n : nombre quantique principal ( il peut prendre les valeurs entières : 1, 2, 3,4, 5, …∞)

-  E₀ = 13,6 eV

-  E_n représente l’énergie de l’atome d’hydrogène H lorsque l’électron occupe la couche de nombre quantique n.

►  Construction du diagramme énergétique de l’atome d’hydrogène.

DM : Le cas de l'hydrogène

-  Si n = ∞ :

-  E_∞ = 0 eV

-  L’atome est ionisé. Le proton et l’électron sont séparés.

-  L’électron a une énergie cinétique nulle et le proton et l’électron sont infiniment éloignés.

2)- Spectre de l’atome d’hydrogène.

a)-  Observation du spectre :

-  Un tube rempli d’hydrogène, sous faible pression, est soumis à une décharge électrique.

-  Il émet dans le domaine visible quatre raies spectrales :

-  Les quatre raies H_α, H_β, H_γ et H_δ forment la série de Balmer.

b)-  Interprétation

-  Des atomes d’hydrogène se trouve dans des états excités.

-  Ils vont rapidement perdre de l’énergie (10^–8 s) pour revenir à l’état fondamental en passant éventuellement par des états excités intermédiaires.

-  Les atomes d’hydrogène effectuent des transitions électroniques.

-  Chaque transition produit un photon d’énergie bien déterminée.

-  Spectre d’absorption de l’hydrogène

V- Applications.

1)- Transition électronique :

-  Un atome d’hydrogène passe du niveau n au niveau p tel que E_n > E_p.

-  Y-a-t-il absorption ou émission ?

-  Quel est l’énergie du photon ? Sa longueur d’onde ? sa fréquence ?

►  Réponses :

-  Si E_n > E_p, le photon est émis et son énergie E vaut :

-  E = E_n – E_p

-  Diagramme :

-  Fréquence du photon émis :

-  E = E_n – E_p = h . υ_np

-  Dans le cas de l’atome d’hydrogène :

-  Énergie du photon émis :

-  et

-   

-  Fréquence du photon émis :

-   

-  Longueur d’onde du photon émis :

-   

-  En utilisant le fait que c = 3,00 × 10⁸ m . s^–1

-   

-  Avec ces différentes expressions, on peut faire un programme avec la calculatrice

-  pour déterminer les valeurs de l’énergie, de la fréquence et la longueur d’onde du photon émis

-  à partir de la connaissance des niveaux d’énergie n et p.

-  Application numérique :

-  p = 2 et n = 3 :

-  E ≈ 1,89 eV ≈ 3,02 × 10^–19 J

-  υ₃₂ ≈ 4,56 × 10¹⁴ Hz

-  λ₃₂ ≈ 6,58 ×10⁷ m ≈ 658 nm

-  C’est H_α.

-  Comme les atomes d’hydrogène existent dans tous les niveaux d’énergie possibles, les raies d’émission correspondent aux transitions du niveau de rang n au niveau de rang p tels que :

-  n > p => E_n > E_p

-  La transition de n → p produit la radiation υ_np.

►  1^ier cas : Série de Lyman :

-  Pour p = 1, n peut prendre toutes les valeurs : n = 2, 3, 4, 5, 6, 7…

►  2^ième cas : Série de Balmer (visible) :

-  p = 2 , n = 3, 4, 5, 6, 7…

►  3^ième cas : Série de Paschen  (IR) :

-  p = 3 , n = 4, 5, 6, 7…

►  Série de Brackett (IR) :

-  p = 4 , n = 5, 6, 7…

►  Série de Pfund (IR) :

-  p = 5 , n = 6, 7…

2)- Récapitulatif :

-  Lors des transitions électroniques d’un atome, un photon est émis ou capté (absorbé).

►  Émission d’un photon :

-  Si l’atome passe du niveau n au niveau p avec :

-  n > p => E_n > E_p

-  Un photon est émis :

-  Il possède l’énergie E :

-  E = E_n – E_p = h . υ_np

►  Absorption d’un photon :

-  Si l’atome passe du niveau p au niveau n avec :

-  n > p => E_n > E_p

-  Un photon est capté (absorbé) :

-  Il fournit l’énergie E :

-  E = E_n – E_p = h . υ_np

-  L’énergie du photon émis ou absorbé est égale à l’énergie de la transition électronique mise en jeu.

-  Les spectres d’émission ou d’absorption sont caractéristiques d’un atome, d’un ion ou d’un noyau.

-  Ce sont les cartes d’identité des atomes.

-  Ils permettent de les identifier.

3)- Exercices.

4)- QCM.