Chapitre 3 Matière microscopique : une description quantique est nécessaire I Spectres d absorption et d émission (observation de la lumière émise ou absorbée par une espèce chimique donnée) 1) xpériences, observations a. Lumière émise par des atomes de mercure (Hg) Du mercure atomique à l état gazeux est enfermé dans une ampoule. De l énergie électrique est apportée aux atomes et aussitôt de la lumière se forme. Décomposons cette lumière à l aide d un prisme et nous obtenons un spectre d émission (obtenu à partir de lumière émise) caractéristique de l atome de mercure. b. Lumière émise par des atomes de sodium (Na) Même expérience avec une ampoule contenant des atomes de sodium à l état gazeux, obtention du spectre d émission de l atome de sodium. c. Observation de spectres d absorption De la lumière blanche a traversé un milieu contenant des atomes d un seul élément chimique. La lumière transmise est décomposée. Le spectre obtenu permettra de découvrir si des radiations ont été absorbées. On obtient alors un spectre d absorption caractéristique de l atome de l élément étudié. Résultats ci-dessous : Sodium
d. Bilan Des spectres d émission et d absorption du même élément sont présentés l un au-dessus de l autre. Hydrogène : Mercure :
2) Travail demandé - Décrire les spectres d émission (Hg et Na) obtenus pendant la séance. - xpliquer l émission de lumière en termes de transferts d énergie (Piste de réflexion : lorsqu il y a émission de lumière, de l énergie est expulsée par les atomes, l énergie des électrons des atomes baisse) - xpliquer les raies noires sur les spectres d absorption (Piste de réflexion : si une radiation n est plus présente, c est que son énergie a été transférée aux électrons des atomes présents. L énergie de ces électrons a donc augmenté) - xpliquer pourquoi la lumière émise est différente selon l élément chimique (piste de réflexion, toujours la même : changement d état d énergie des électrons de l atome) - Ces résultats sont-ils compatibles avec un modèle décrivant la matière à l aide de niveaux d énergie des électrons du type ci-dessous (cas de l atome d hydrogène) : Données précieuses à accepter et qu il faudra utiliser : - Une radiation lumineuse se propage à la célérité c (dans le vide), elle est aussi caractérisée par sa longueur d onde et sa fréquence. Ces trois grandeurs caractéristiques sont liées par une relation (typique de toutes les ondes périodiques) : = c ν - 1 ev = 1,6 10-19 J - Valeur de la célérité de propagation de la lumière dans le vide : c = 3,00 10 8 m.s -1. - On rappelle qu une radiation (ou un photon) de fréquence ne peut pas échanger d'énergie autrement que par quanta de valeur = h (h = 6,63 10-34 S.I., constante de Planck)
3) Modèle quantique de l atome, présentation officielle (cas de l atome d H) a. Présentation L origine des valeurs d énergie (état = 0) de l électron est choisie : électron immobile et arraché à l influence de son noyau ( c = 0, pe = 0) Les énergies de l électron autour de son noyau sont donc inférieures (discussion 1). Ces énergies ont été calculées à partir de : - l interaction électrique attractive maintenant l électron autour du noyau. - Les résultats expérimentaux : spectres discontinus (raies) caractéristiques de la lumière émise ou absorbée par un atome d hydrogène. = 13,6 (en ev) n² n est un nombre entier strictement positif. n est appelé nombre quantique principal. Les valeurs d énergie possibles pour l électron de l atome d hydrogène sont donc quantifiées, il n y en a qu une certaine quantité, l énergie de l électron ne peut pas prendre n importe quelle valeur. b. tats fondamental et excités Plus un système est stable, plus son énergie est basse Ainsi l état le plus stable de l électron correspond au niveau n = 1. Cet état est appelé état fondamental. On pourra généraliser : dans une structure chimique à plusieurs électrons l état fondamental correspond à un état dans lequel les électrons occupent les niveaux d énergies les plus bas possibles. Mais attention, il ne peut pas y avoir plus de 2 électrons par niveau d énergie indiqué par un trait horizontal. Si, par exemple, on obtenait un ion H 3-, dans son état fondamental les trois électrons se répartiraient en 2 électrons au niveau n = 1 et un électron au niveau n = 2.
Si l électron occupe un niveau d énergie plus élevée alors que le niveau fondamental est disponible, on dit que l atome est dans un état excité. Si l électron se trouve dans un état excité, il aura tendance à spontanément revenir à l état fondamental. Au contraire, le passage de l état fondamental vers un état excité ne peut pas se faire spontanément. c. Transitions Pour faire passer l électron de l état fondamental à un état excité (plus généralement d un niveau inférieur vers un niveau supérieur) il faut lui fournir de l énergie. Mais cette énergie ne peut pas avoir n importe quelle valeur, elle doit correspondre exactement à la différence entre les deux niveaux. Lorsqu un électron passe d un niveau supérieur à un niveau inférieur (par exemple un retour à l état fondamental), il libère de l énergie correspondant à la différence entre les deux niveaux. Un changement d état, de niveau d énergie est appelé transition. L énergie transférée (absorbée pour une transition vers un niveau supérieur, expulsée lors d une transition vers un niveau inférieur) est la plupart du temps de l énergie électromagnétique apportée par un photon. Donc, chaque fois qu une transition est réalisée on à une relation d égalité entre la différence d énergie entre les niveaux entre lesquels se réalise la transition et h l énergie du photon impliqué dans la transition : = h On aime bien la présentation correspondante ci-dessous : p n désexcitation photon émis photon absorbé p n excitation émission absorption Lors d'une transition entre deux niveaux d'énergie électronique de l'atome d' H, l énergie absorbée ou émise satisfait la relation : hn n,p = hc æ = -13,6ç 1 l n,p n - 1 ö è 2 p 2 ø - série UV de lyman (1906) vers 1 ; - série visible de Balmer (1885) vers 2 ; - série IR de Paschen (1909) vers 3 ; - série IR de Brackett (1922) vers 4 ; - série IR de Pfund (1924) vers 5. Bohr a même été jusqu'à calculer le rayon de l'orbite de l électron dans son état fondamental (0,053 nm). Bohr proposait donc un ensemble d'orbites circulaires privilégiées dans lesquelles l'électron est dans un état énergétique stationnaire. Son modèle a vite posé des problèmes pour les atomes plus lourds. Il a fallu le dépasser.
4) Remarques a) t pour un atome à plusieurs électrons, ou une molécule? Les calculs sont plus compliqués, mais le modèle final est le même. (exemples de diagrammes d états d énergie d atomes à plusieurs électrons et de molécules) b) n = 1 couche K, n = 2 couche L, n = 3 couche M, etc.!! c) DOM molécules colorées 5) Annexe : sources de lumière