Chapter 7: Electronic Structure of Atoms

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7.6:

Spectres d'émission

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Chemistry

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Emission Spectra

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Quand un atome absorbe l’énergie, les électrons deviennent excités et se déplacent à un niveau d’énergie plus élevé. Lorsque les électrons se détendent vers le bas à un état d’énergie plus faible ou à l’état fondamental, l’énergie excédentaire est libérée sous forme de photon. La longueur d’onde de la lumière absorbée et émise dépend de la différence entre les niveaux d’énergie haute et basse.La lumière émise à haute énergie résulte d’électrons se relaxant à partir d’un niveau d’énergie plus élevé, et la lumière émise à faible énergie résulte d’électrons se relaxant à partir d’un niveau d’énergie plus faible. Un spectre d’émission est une mesure du rayonnement émis à travers une gamme de longueurs d’onde. Avec les espèces élémentaires pures, le comportement d’émission apparaît comme des lignes de longueurs d’onde spécifiques plutôt qu’un large spectre.C’est le spectre d’émission de l’hydrogène. L’ensemble des raies spectrales dans la région de la lumière visible est connu comme la série Balmer. Il se produit lorsque les électrons passent d’un niveau d’énergie supérieur à n 3 de retour à n 2.Le spectre de la lumière visible apparaît sous forme de raies spectrales à 410, 434, 486 et 656 nm, qui correspondent aux transitions de niveau d’énergie de n 3, 4, 5 et 6, respectivement, à n 2. Des raies spectrales supplémentaires peuvent être mesurées en dehors de la plage visible, telles que la série Lyman dans la région UV et la série Paschen dans la région infrarouge. Les longueurs d’onde des raies spectrales pour l’hydrogène peuvent être prédites en utilisant une expression mathématique, où R-H est la constante de Rydberg, n1 est le nombre quantique principal du niveau d’énergie inférieur, et n2 est le nombre quantique principal du niveau d’énergie supérieur.Pour la série Balmer, n1 2. Puisque différents atomes ont des niveaux d’énergie différents, les raies d’émission spectrales varient d’un élément à l’autre et sont utilisées pour identifier les substances. L’inverse d’un spectre d’émission est son spectre d’absorption.En regardant l’hydrogène, les raies dans son spectre d’absorption sont situées aux mêmes longueurs d’onde de son spectre d’émission, mais elles sont sombres. Ce sont les longueurs d’onde de la lumière qui sont absorbées par un atome d’hydrogène lorsqu’il est exposé à un spectre de lumière blanche continue.

7.6:

Spectres d'émission

Lorsque les solides, les liquides ou les gaz condensés sont suffisamment chauffés, ils émettent une partie de l’énergie excédentaire sous forme de lumière. Les photons produits de cette manière se situent sur une gamme d’énergies, et produisent ainsi un spectre continu dans lequel se trouve une série ininterrompue de longueurs d’onde.

Contrairement aux spectres continus, la lumière peut également se produire sous forme de spectres discontinus ou de raies de largeurs très fines répandues le long des régions du spectre. L’excitation d’un gaz avec une pression partielle basse à l’aide d’un courant électrique, ou son chauffage, produira des spectres de raies. Les ampoules fluorescentes et les enseignes au néon fonctionnent de cette façon. Chaque élément affiche son propre ensemble de raies caractéristique, tout comme les molécules, bien que leurs spectres soient généralement beaucoup plus compliqués.

Chaque raie d’émission consiste en une seule longueur d’onde de lumière, ce qui implique que la lumière émise par un gaz est constituée d’un ensemble d’énergies distinctes. Par exemple, lorsqu’une décharge électrique passe à travers un tube contenant de l’hydrogène gazeux à basse pression, les molécules de H₂ sont séparées en atomes H séparés et une couleur bleu-rose est observée. Le passage de la lumière à travers un prisme produit un spectre de raies, indiquant que cette lumière est composée de photons de quatre longueurs d’onde visibles.

L’origine des spectres discontinus dans les atomes et les molécules était extrêmement troublante pour les scientifiques à la fin du XIXe siècle. Selon la théorie électromagnétique classique, seuls les spectres continus doivent être observés. D’autres raies distinctes pour l’atome d’hydrogène ont été trouvées dans les régions UV et IR. Johannes Rydberg généralisa le travail de Balmer et développa une formule empirique qui prédisait toutes les raies d’émission de l’hydrogène, pas seulement celles limitées au visible, où, n₁ et n₂ étant des nombres entiers, n₁ < n₂

Même à la fin du XIXe siècle, la spectroscopie était une science très précise, et donc les longueurs d’onde de l’hydrogène ont été mesurées avec une très grande exactitude, ce qui implique que la constante de Rydberg pouvait aussi être déterminée de façon très précise. Qu’une formule aussi simple que celle de Rydberg puisse expliquer des mesures aussi précises semblait stupéfiant à l’époque, mais c’est l’explication finale des spectres d’émission par Neils Bohr en 1913 qui a finalement convaincu les scientifiques d’abandonner la physique classique et a stimulé le développement de la mécanique quantique moderne.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 3.1 : Énergie électromagnétique.