Encadrement - Le spectre de l'hydrogène atomique Le spectre de l’hydrogène atomique Objectif général : Observer le spectre d’émission de l’hydrogène atomique et déterminer des grandeurs physiques reliées au modèle atomique de Bohr. Objectifs spécifiques : Effectuer des mesures sur un spectroscope. Effectuer des calculs à l’aide de l’équation de Bohr. Établir des liens entre le spectre de l’hydrogène et la théorie atomique de Bohr. Identifier les couches électroniques responsables des raies observées. Calculer l'énergie des couches électroniques identifiées. la théorie On sait depuis le début du siècle qu'un électron dans un atome possède une énergie potentielle dont la valeur dépend de la couche électronique sur laquelle il se trouve. L'électron ne peut donc posséder que certaines valeurs d'énergie potentielle, à savoir celles qui sont caractéristiques de ces couches, mais jamais de valeur intermédiaire. Ces couches sont aussi appelées, pour cette raison, niveaux d'énergie. Cette caractéristique des électrons de ne pouvoir posséder que certaines valeurs permises d'énergie signifie que l'énergie de l'électron est quantifiée. Ce postulat a donné naissance, dans les années 20, à la théorie quantique. Cette théorie prévoit entre autres l'existence de paramètres appelés nombres quantiques. Dans un atome hydrogénoïde, c'est-à-dire ne comportant qu'un seul électron (comme l'atome d'hydrogène), l'énergie potentielle ne dépend que d'un seul nombre quantique, le nombre quantique principal n. La figure 1 illustre les niveaux d'énergie dans un tel atome. Cette figure montre que le nombre quantique principal n est toujours un nombre entier et qu'il varie de 1 à l'infini. Il montre aussi que le niveau n = 1 correspond à la plus basse 1 Expérience 7 - Le spectre de l'hydrogène atomique énergie potentielle que peut posséder un électron dans un atome. Enfin, remarquons que plus n augmente, plus la différence d'énergie entre deux niveaux voisins est réduite. n=∞ n=4 n=3 n=2 n=1 Figure 1 : Énergie potentielle selon le nombre quantique principal n dans un atome hydrogénoïde Il est possible pour un électron de passer d'un niveau d'énergie à un autre dans un atome donné. Comme chaque niveau possède sa propre valeur d'énergie potentielle, ce passage d'un niveau à un autre est toujours accompagné d'une variation d'énergie. Ainsi, lorsqu'un électron quitte son niveau pour aller à un niveau plus bas (i.e. où n est plus petit), son énergie potentielle diminue ; l'énergie perdue est alors émise sous forme de radiation électromagnétique, c'est-à-dire qu'un photon est émis. Inversement, il faut fournir de l'énergie à un électron pour qu'il puisse passer de son niveau d'énergie à un niveau supérieur (où n est plus élevé). À l'état fondamental, l'ensemble des électrons possède la plus basse énergie potentielle possible. En fournissant de l'énergie à un atome, on peut faire passer des électrons à des niveaux plus élevés ; l'atome est alors dans un état qu'on appelle excité. Cet état n'est pas stable : les électrons reviennent rapidement à leur niveau initial, en émettant des radiations électromagnétiques. Lorsqu’on décompose à l’aide d’un prisme la lumière émise par un élément excité, on obtient ce qu’on appelle un spectre de raies (cf. figure 2). Celui-ci est caractéristique de chaque élément puisque chaque raie correspond à la différence d’énergie entre deux couches électroniques. Il est essentiel de comprendre ce dernier point : une raie ne correspond pas à un niveau d'énergie, mais à la différence d'énergie entre deux niveaux. 2 Encadrement - Le spectre de l'hydrogène atomique Couleur de la raie : rouge turquoise bleue violette Figure 2 : Spectre de raies de l'hydrogène Les niveaux d’énergie d’un élément donné lui sont particuliers puisque l’énergie d’un niveau dépend de la charge du noyau, du nombre d’électrons, de la distance entre les électrons, etc. Chaque élément possède donc ses propres niveaux d’énergie, d’où ses propres transitions électroniques, d’où son propre spectre de raies. Celui-ci constitue donc « l’empreinte digitale » d’un élément. On a pu, par exemple, détecter la présence d’hélium sur le soleil (en 1868) avant qu’il ne soit découvert sur Terre (en 1895). (Le mot hélium vient du grec helios, qui signifie soleil.) Un spectre de raies nous renseigne aussi sur l’énergie des niveaux. Comme chaque raie correspond à une certaine longueur d’onde (d'où sa couleur caractéristique), on peut calculer la variation d’énergie qui lui est associée par la relation : ∆E = Error! où : (1) ∆E : variation d’énergie (J) h : constante de Planck (6,626 x 10-34 J·s) c : vitesse de la lumière (2,9979 x 108 m/s) : longueur d’onde (m) La variation d’énergie ainsi calculée est la différence d’énergie entre deux niveaux. On 3 Expérience 7 - Le spectre de l'hydrogène atomique trouve l’énergie d’un niveau en déterminant à quelles transitions correspondent les raies observées et en posant que le niveau n = ∞ possède une énergie potentielle de 0. Pour un atome monoélectronique tel que l’atome d'hydrogène, on peut se servir de l’équation obtenue par Bohr à partir de son modèle atomique : ( ) E = -2,178 x 10-18 Error! J (2) où : E : énergie d’un niveau (J) Z : numéro atomique (1 pour l’hydrogène) n : niveau d’énergie (i.e. nombre quantique principal) On a donc pour l’hydrogène : E=- 2 J 178 x 10-18;n2 (3) Pour une transition électronique d’un niveau supérieur ni à un niveau inférieur nf, on obtient : ∆E = Eni - Enf = -2 -2 -18 2 178 x 10 ;ni 178 x 10-18;nf2 ( ) ∆E = 2,178 x 10-18 (Error!- Error!) ∆E = -2,178 x 10-18 Error!- Error! (4) (Note : on écrit ni et nf pour représenter, respectivement, n initial et n final.) L'ensemble des raies visibles du spectre de l’hydrogène constitue ce qu'on appelle la série de Balmer. Elles sont caractérisées par le fait que, dans chaque transition, le niveau inférieur (nf) est 2 : ( ) ∆E = 2,178 x 10-18 Error!- Error! (5) 4 Encadrement - Le spectre de l'hydrogène atomique Comme ∆E est relié à la longueur d’onde de la raie observée (cf. équation 1), on peut écrire : ( ) Error!= 2,178 x 10-18 Error!- Error! (6) Cette dernière équation permettra de déterminer, pour chaque raie observée au laboratoire, le niveau supérieur (ni) de la transition correspondante, puisque l'expérience réalisée permettra de déterminer pour chaque raie et que h et c sont des valeurs connues. Il faut se rappeler, en utilisant cette équation, que ni est un nombre entier ; il faudra donc arrondir à l'entier le plus près le résultat du calcul. La détermination de l’énergie d’un niveau ni est plus difficile puisque, comme on l’a mentionné plus haut, une raie dans un spectre correspond à une différence d’énergie entre deux niveaux et non pas à l’énergie d’un niveau. Il faudra donc, dans cette expérience, poser une valeur d’énergie pour le niveau n = 2 (le niveau inférieur de chaque transition) et calculer l’énergie du niveau supérieur de chaque transition. En effet, ∆E peut être calculé par l’équation 1 : ∆E = Error! et correspond à : ∆E = Eni - E2 (7) Si on pose, provisoirement, que l’énergie du niveau 2 est de 0, on aura : ∆E = E*;ni - 0 Error!= EError! (8) où E*;ni est l’énergie « provisoire » du niveau supérieur de chaque transition observée. (Rappelons que la convention est d'assigner une valeur d'énergie de 0 au niveau n = ∞.) La valeur réelle de l’énergie d’un niveau ni pourra être déterminée à l’aide d’un graphique de E*;ni en fonction de 1/ni2 (voir figure 3). Ce graphique donne une droite puisque, comme on l’a vu à l’équation 3, l’énergie d’un niveau est inversement proportionnelle au 5 Expérience 7 - Le spectre de l'hydrogène atomique carré du nombre quantique n. En extrapolant la droite pour trouver l’ordonnée à l’origine, c’est-à-dire à 1/n2 = 0, donc à n = ∞, on obtient la valeur d’énergie du niveau n = ∞ sur l’échelle provisoire (ce sera une valeur positive car l’énergie de n = 2 a été provisoirement fixée à 0 et l’énergie de n = ∞ est plus élevée). Rappelons que ni doit être ramené à un entier ; ceci est notamment vrai quand on calcule 1/ni2 dans le but de tracer la droite dont il est question ici. Par convention, l’énergie du niveau n = ∞ est de 0. Il suffira donc de soustraire la valeur d’énergie « provisoire » du niveau n = ∞ obtenue graphiquement (i.e. l’ordonnée à l’origine du graphique) de chacune des valeurs d’énergie « provisoire » obtenues précédemment (grâce à l'équation 8) : Eni = E*;ni - E*;∞ (9) E 1/n Figure 3 : Graphique de E*;ni en fonction de 1/ni2. On pourra ensuite comparer les valeurs d’énergie ainsi calculées à celles obtenues par l’équation 3 : 6 Encadrement - Le spectre de l'hydrogène atomique E= -2 J 178 x 10-18;n2 Ajoutons enfin que le graphique permet de confirmer que les niveaux d’énergie ont été identifiés correctement. En effet, des valeurs erronées de ni n'auraient pu permettre d'obtenir une droite à partir des points expérimentaux. Les longueurs d'onde des raies du spectre de l'hydrogène seront déterminées à l'aide d'un spectroscope. Un tube contenant de l'hydrogène sera soumis à un flux d'électrons en y appliquant une grande différence de potentiel ; l'hydrogène sera excité et émettra de la lumière. Le spectroscope possède un prisme qui décomposera la lumière émise par le tube contenant de l'hydrogène. En regardant dans l'appareil, on pourra observer le spectre de l'hydrogène superposé à une règle. La règle affiche directement les longueurs d'onde en nanomètres. 7 Expérience 7 - Le spectre de l'hydrogène atomique les manipulations à effectuer 1. 2. 3. Installer le spectroscope selon les instructions données au laboratoire. Installer un tube à hydrogène. Observer le spectre obtenu et noter ci-dessous les valeurs lues sur l’échelle du spectroscope pour chacune des raies du spectre de l'hydrogène. Couleur (nm) rouge ________________________ turquoise ________________________ bleue violette ________________________ ________________________ le travail 1. 2. 3. 4. Présenter un tableau de résultats comprenant, pour chacune des raies du spectre de l'hydrogène, la valeur de E*;ni (calculée à l'aide de l'équation 8) en fonction de 1/ni2 (ni est déterminé à l'aide de l'équation 6). Présenter un graphique correspondant au tableau décrit au point précédent (E*;ni en fonction de 1/ni2). Il doit inclure la détermination graphique de la valeur de E*;∞ . Présenter un tableau de résultats comprenant, pour chacune des raies du spectre de l'hydrogène, la couleur observée, la longueur d'onde, la valeur du nombre quantique principal du niveau supérieur de la transition (ni), la valeur d'énergie de ce niveau (calculée à l'aide de l'équation 9), ainsi que la valeur d'énergie de ce même niveau calculée à l'aide de l'équation de Bohr (équation 3) ; identifier clairement ces deux dernières. Montrer, pour une des raies du spectre de l'hydrogène, les calculs effectués pour arriver aux résultats. 8 Encadrement - Le spectre de l'hydrogène atomique 9