Spectrométrie Optique Spectrométrie = interaction matière
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Spectrométrie Optique Spectrométrie = interaction matière / rayonnements électromagnétiques C’est rayonnement peuvent être de la lumière visible ou rayon x. Spectres : Analyse du rayonnement en fonction de : - Son énergie E - Sa fréquence ν - Sa longueur d’onde λ - Son nombre d’onde N =1/λ Les unités : Unité SI Energie E Joule J Valeur usuelle eV* Fréquence ν Hz = s-1 *1 eV = 1,6.10-19J Longueur d’onde λ m µm (10-6m) nm (10-9m) Å (10-10m) Å = angstrom Nombre d’onde N m-1 cm-1 L’Interprétation des spectres nous donnent : Etat énergétique des atomes et des molécules. Distribution de population des atomes ou des molécules à l’intérieur des niveaux énergétiques. Nature des phénomènes impliqués par les passages d’un niveau énergétique à l’autre. Géométrie des molécules et liaisons chimiques qui unissent les atomes de ces molécules. Interaction de ces molécules avec leur environnement. I. Rayonnements impliqués – types d’interaction Spectrométrie optiques : - Ultraviolets (UV) - Visibles (VIS) - Infrarouges (IR) spectrophotométrie Domaines spectraux : Pour les IR : - λ : 300 – 0,8 µm - IR lointains (300 – 30 µm) - IR moyens (30 – 3 µm) - IR proches (3-0,8 µm) Pour le VIS : - λ : 800 -400 nm Pour les UV : - λ : 400 – 170 nm (spectrophotométrie usuelle) - UV proches : (400 -250 nm) - UV lointains : (250 -170 nm) Ce sont des rayonnements dits : NON IONISANTS ( λ > 91,3 nm) On exclue certain rayonnement électromagnétiques : - énergie plus basse (λ + grande) : onde radioélectriques et micro-ondes. - Energie plus élevée (λ + petite) : rayonnements X , γ, et rayons comiques (ionisants) Types d’interactions : - Absorption, diffusion et émission - Réflexion, diffraction et réfraction Avec les VIS et UV lorsqu’il rentre en interaction avec la matière modification de l’arrangement des e¯ de valence : Absorption, Emission Pour les IR l’interaction modification de la position spatiale des atomes autour de leur position d’équilibre par vibration : Absorption, Diffusion Du au fait de la nature ondulatoire des rayonnements Certains aspects ne peuvent être expliqués que par la nature corpusculaire. L’onde lumineuse peut être assimilée à un ensemble de paquets d’énergie : les photons qui se déplacent dans la direction de propagation de l’onde. h = constante de Planck E = h ν = h.c/λ (= h.c.N) c = vitesse de la lumière. D’après cette formule on peut dire qu’au plus la fréquence d’une onde est élevé au plus son énergie est grande. Cette équation unifie la dualité ondulatoire/ corpusculaire du photon II. Origine des spectres Atomes isolés : énergie ne dépend que de leur configuration électronique L’énergie d’un e¯ ne peut prendre que qq valeurs discrètes. Ces valeurs discrètes sont appelées des niveaux d’énergie selon le modèle de Bohr. Lorsque l’e¯ passe d’un niveau à un autre : - Niveau élevé à un niveau plus bas : émission d’un photon et son énergie vaut la ≠ entre les 2 niveaux d’énergies. La lumière émise ne peut prendre que des qq valeurs discrètes. Exemple de l’atome d’hydrogène : La résolution analytique de l’équation de Erwin Schrödinger est possible (prix N physique 1933) : HΨ =EΨ H = opérateur hamiltionien E = scalaire = énergie de l’électron Couples de solutions du type : Ψi Ei Ei : négatifs et proportionnels à 1/n² n = nombre quantique principal En = -RH/n² avec n = 1,2,3,... RH = constante de Rydberg = (13,6 eV = 2,18.10-18) L’énergie de l’e¯ va prendre des valeurs discrètes : Valeur de Ei : n = 1 Ei = E1 = -RH = énergie de l’état fondamental (E0) n= 2 Ei = E2 = -RH /4 ... L’énergie de le l’e¯ est quantifié et ne dépend que de la valeur de n. Exemple d’un atome excité : (n>1) : état thermodynamiquement instable : Retour de l’e¯ dans son état fondamental Libération d’énergie ∆E = En – E1 ∆E = (-RH/n²) – ( -RH) ∆E = RH (1-1/n²) ∆E = h ν = RH (1-1/n²) ν= (RH/h) (1- 1/n²) Si n > 2 : l’électron ne retourne pas nécessairement sur son état fondamental, il peut évoluer vers un autre état ionisé de nombre quantique n’ < n. Dans ce cas on peut aussi calculer la fréquence du photon émis : ν = (RH/h ) (( 1/n’² )-( 1/n²)) N = (RH/ hc) ((1/n’²) – (1/n²)) N = R’H ((1/n’²) – ( 1/n²)) : formule de BALMER R’H = constante de Rydberg a des dimensions de nombre d’onde (1,097.107 m-1) Chaque valeur de n’ une série de raies (photons) (raies spectrales ou transitions) L’ensemble des raies = spectre d’émission de l’atome. L’équation de Schrödinger n’est valable que pour les hydrogènes et autres hydrogénoïdes (Hélium, Lithium, Béryllium). Absorption : Inverse du mécanisme d’émission. Les photons ne peuvent être absorbés que si l’énergie du photon correspond exactement à la ≠ d’énergie entre état fondamental et état excité. h. ν = RH (1 - 1/n²) spectre d’absorption. Pour un atome donné, raies d’émission = raies d’absorption (loi de Kirchhoff) Phénomène de renversement des raies du sodium (expérience de Kirchhoff) III. Absorption des rayonnements électromagnétiques A. Au niveau d’un atome isolé Electron périphériques (de valence, optique), les moins liés rentre dans le phénomène d’absorption. Le photon pour être absorbé par l’atome doit avoir une énergie = ≠ d’énergie entre 2 couches électroniques de l’atome. Absorption par l’atome excitation de l’atome disparition du photon(absorbé). h. ν : ≠ d’énergie entre 2 couches électroniques périphériques de l’atome. Excitation : le photon disparait, il est absorbé. Spectres de raies (discontinu, discret) Chaque raie correspond à une transition. nb photon absorbé N (m-1) B. Au niveau moléculaire a) A l’état gazeux (isolé) On obtient un système de bande Chaque bande (pic) est caractérisé par ≠ paramètres : - La position de la bande (nm) = λ max : si on se déplace vers des longueurs d’onde plus forte on a un effet bathocrome. Si on se déplace vers des longueurs d’onde plus faible on a un effet hypsochrome. - Hauteur, intensité : si la hauteur ↗ on a un effet hyperchrome. Si la hauteur ↘ on a un effet hypochrome - Largeur à mi-hauteur. 1) L’énergie moléculaire 5 niveaux d’énergie moléculaire - Translation (Etranslation, ET) - Orientation (Eorientation, Eo) Rotation (Erotation, Er) : provient de la rotation de la molécule autour de son centre de gravité. ∆Er - Vibration (Evibration, Ev) : mvt oscillatoire (mécanique) ∆ Ev = Σ Ev de toutes les liaisons de la moléc. - Électronique (Eelectronique , Ee) ∆Ee Etotale Er+ Ev + Ee Chacun de ces termes énergétiques est quantifié, et ne peut donc prendre qu’une suite de valeurs discontinues, qu’un ensemble DISCRET de valeurs. Ces énergies ne peuvent varier que par des sauts bien définis. E n2 n1 niveaux électronique =eV niveaux vibrationnels =eV/10 niveaux rotationnels =eV/100 Bandes d’absorption constituées de raies : N = Ne +Nv+ Nr Système de bandes = bandes de rotation – vibration superposées à une transition électronique Energie, fréquences, longueurs d’ondes, nombres d’ondes impliquées (ordre de grandeur) : E (eV) N (cm-1) Ee 1 10 000 Ev 0,1 1 000 Er 0,01 100 Energie moléculaire correspond à l’énergie des rayonnements UV, VIS et IR UV, VIS et IR vont donc pouvoir être absorbés par des molécules isolées en regardant des transitions rotationnelles, vibrationnelles ou électronique. 2) Absorption des rayonnements IR Pour simplifier : IR proches : eV/10 IR lointains : eV/100 Transition vibrationnelles ∆Ev et rotationnelles ∆Er Photon IR proches : Spectres de VIBRATION-ROTATION car toute transition vibrationnelle est associé à des transitions rotationnelles (discontinus) constitués de : BANDES associées chacune à une variation de l’énergie de vibration ∆Ev Raies qui correspondent aux ≠ variations de l’énergie de rotation ∆Er Les photons IR lointains : Energie = eV/100 = états rotationnels d’une molécule. Spectre de ROTATION PURE constitué uniquement de RAIES 3) Absorption des Rayons UV et visibles Energie : eV = énergie séparant deux niveaux électroniques. Transition électroniques + transitions vibrationnelles et rotationnelles : ∆Ee ∆Ev + ∆Er Exemple : Transition - * Molécules non saturées λ proche de 200 -220 nm Transition n-* Electron n non-liant Transition σ –σ * Molécules saturées λ < 200 nm Spectre électronique constitué de : RAIES (<-> ∆Er) BANDES (<-> ∆Ev) constitué de raies qui sont : - De plus en plus rapprochées (vers les grandes énergies) - De plus en plus intenses jusqu’à une limite très nette dite «tête de bande ». SYSTEMES (ou SEQUENCES) de bandes <-> ∆Ee Ces spectres sont discontinue jusqu’à une certaines énergie qui est l’énergie de dissociation de la molécule. Dissociation : rupture de la liaison interatomique de la molécule = scission Homolytique Radicaux libres (électrons non appariés) = PHOTOLYSE. Ce n’est pas une ionisation. A distinguer du processus du au rayonnement ionisant : RADIOLYSE b) Absorption par des molécules à l’état condensé Interaction mutuelle de la part des molécules voisines Lorsque interactions ↗ : Les raies d’absorption s’élargissent, deviennent jointives suite de raies très proches formant une bande continue. Du fait des interactions : - la rotation des molécules cesse d’être libre oscillation la fréquence de vibration des molécules est modifiée Etudes des spectres d’absorption moléculaires : intérêt ++ structure et environnement des molécules - position de la bande : énergie associée à la transition impliquée type de transition Modifications influence du milieu environnant. - Intensité de la bande (hauteur de la bande) nature du milieu - Largeur à mi-hauteur température, pression, nature du milieu. Cas des molécules fortement polaires associations : Modification des vibrations et rotation fonction de la concentration Le spectre varie ++ avec la concentration. Groupe chromophore : absorbent électivement (spécialement) certaines λ comme les doubles liaisons conjuguées (noyau benzénique) Déterminer à quel groupe atomique est due l’absorption. Ex : thymine absorbe préférentiellement λ = 260 nm Spectres d’absorption moléculaire = instruments très efficace d’analyse chimique : Ils permettent notamment de : Déterminer des concentrations (effectuer des dosages) Etudier l’influence du milieu Analyser des modifications conformationnelles. IV. Emission des rayonnements électromagnétiques A. Incandescence = rayonnement thermique Energie excitatrice = Chaleur excitation atomes des molécules de la matière = incandescence Tout corps chauffé émet des rayonnements électromagnétiques. Transition électronique en générale non concerné. Essentiellement des variations : - Énergie de vibration ∆Ev - De l’énergie de rotation ∆Er Infrarouge et visible. Chauffer un filament métallique : Selon la nature du filament et selon sa température, on obtient ≠ localisations spectrales. Emission dans l’infrarouge : Filament de NERNST porté à environ 1700°C (oxydes de zirconium, de thorium et d’yttrium) Filament en carbure de silicium porté à environ 2000 °C Emission dans le visible : Filament de tungstène porté à 2000 °C (« lampes à incandescence ») Spectres d’émission par incandescence : Énergie rayonnée eλ = f (longueur d’onde émise). Nombreuse interactions entre moléc du solide spectre continu - λmax longueur d’onde d’émission maximale - aire sous la courbe = énergie totale rayonnée E Loi de Stefan –Boltzmann : T ↗ l’énergie totale rayonnée E ↗ Loi du déplacement de WIEN : T ↗ λmax est déplacé vers les courtes longueurs d’onde : λmax.T = A A = 1er constante de Wien SI T ↗ ↗ énergie de rayonnement émis. - Fréquence et énergie de plus en plus élevées Rayonnements IR, plus émission dans le domaine du visible, rouge, puis orange, puis jaune = « lumière chaudes »). Loi de Stefan : Quand T ↗ E totale rayonnée ↗ (S ↗ ) Loi de Wien : Quand T ↗ λ max décalée vers les faibles λ. Lorsque l’on chauffe des atomes ou des molécules isolées (état gazeux) spectres de RAIES. Photométrie de Flamme : - Emission par Incandescence - Dosage des métaux alcalins (sodium Na, Potassium K, Lithium Li) On vaporise une solution dans une flamme excitation émission de photon mesure des photons pour déterminer concentration. B. Luminescence (l’émission laser) = émission de tout rayonnement électromagnétique VIS, UV ou IR qui n’est pas d’origine purement thermique. Retour à l’état fondamental d’atomes ou de molécules excités par une énergie autre que la chaleur. Rayonnements plus énergétiques que par incandescence : Photons IR Photon Visibles : dont les couleurs froides (vert, bleu, violet) Photons UV Mode de luminescence : Photo-, Electro-, Chimi- luminescence ... a) Photoluminescence Energie excitatrice = énergie lumineuse (photons) - Fluorescence - Phosphorescence Diagramme de Jablonski : représente ≠ état électronique d’une molécules et transition entre les états. Pour la fluorescence la molécule va recevoir de l’énergie sous forme de photon, la molécule absorbe ce photon excitation, l’e¯ gagne le niveau v2. Règle de KASHA : La moléc ne peut regagner l’état fondamental qu’à partir du niveau de vibration le plus bas de l’état excité. Émission à partir de l’état de vibration 0 de l’état excité considéré. Cette relaxation vibrationnelle est un processus non radiatif (sans émission de photon). L’excès d’énergie perdu se perd par collision avec d’autres molécules. A partir de v0 de S1 la moléc regagne son état fondamentale émission de photon de fluorescence. Fluorescence : h ν’ (émis) < h ν (absorbés) Loi de stockes : λ’ > λ λ’ – λ = déplacement de Stockes - Phénomène pratiquement instantané - Multiplicité de spin conservé (on reste dans des état singulet) Phosphorescence : = processus de fluorescence retardée car passage par un état excité triplet. Etat excité triplet : T1 Niveau d’énergie inférieur au premier niveau excité singulet S1 C’est un état piège car métastable : durée de vie >> état singulet Processus : Le passage entre états de multiplicité ≠ S1 T1 est en principe interdit mais il peut être rendu possible par un couplage spin-orbite (interaction entre le spin d’une particule et son mvt). S1 T1 : transition non radiative = conversion inter système (transition non radiative entre 2 niveaux vibrationnels appartenant à des états électroniques de multiplicité ≠). La probabilité de passage inter système dépend des états singulet et triplet impliqués. Diagramme de Jablonski : Le photon absorbé fait passer la moléc sur v2 puis sur v0 pui sur T1 par la conversion inter système, puis après un retard d’émission on a l’émission de photon de phosphorescence pendant le retour sur S0. - On a une fluorescence RETARDEE - h ν’ < h ν b) Electroluminescence Energie excitatrice = impulsion électrique (ddp V) Spectres d’électroluminescence. Électroluminescence de l’hydrogène Structure simple : un e¯ + un proton - Les raies spectrales de l’hydrogène - première interprétation théorique de la structure interne de l’atome (N.Bohr, 1913) ΔEe UV, VISIBLE, IR. Série de raies de spectre d’émission par électroluminescence de l’Hydrogène : 1 série de raies dans l’ultraviolet = série de LYMAN, n 2 état fondamental n’=1 1 série de raies dans le VISIBLE = série de BALMER , n > 2 état de niveau 2 n’=2 3 séries dans l’IR : 1 série IR proche = série de PASCHEN n’=3 1 série IR proche et moyen = série de BRACKET n’=4 1 série IR Moyen = série de PFUND n’=5 Chaque série de raies est affecté d’un indice Raie Hβ de la série de Balmer = 2ème raie en terme d’énergie de la série émise dans le visible. c) Emission laser Énergie excitatrice : Electricité (ELECTROluminescence) Lumière (PHOTOluminescence) CHIMI (CHIMIluminescence) LASER = Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation « Amplification de Lumière par Emission Stimulée de Radiation » A.Einstein 1917 : émission stimulé T. Maiman 1960 : 1er émission laser Bonne Cohérence (capacité des ondes à interférer entre elles) Bonne Pureté chromatique (monochromaticité) Bonne directivité (rayon //) Bonne puissance IR + VISIBLE + UV Émetteur laser : - Milieu actif - Mécanisme de pompage - Résonateur optique 1. Notions de cohérence spatiale et temporelle Cohérence : existence de relation de phase entre 2 photons possibilité de faire interférer ces photons. Tous les photons sont indiscernables : Même énergie (λ, ν) Même phase Même direction Cohérence spatiale : 2 rayonnements émis au même instant par 2 atomes ≠ peuvent donner lieu à des interférences. Liée à l’homogénéité du milieu émetteur : + le milieu est homogène (gaz), meilleur est la cohérence spatiale. Cohérence temporelle : on peut faire interférer 2 photons émis par un מatome à des instants ≠. Liées à la largeur de la Bande Spectrale émise. Dispersion de fréquence : Ensemble continu de fréquences centré sur la fréquence théorique ν0 La raie est élargie : ν0 ± ∆ν Cause de la dispersion de fréquence : - Effet Doppler - Principe d’incertitude d’Heisenberg : incertitude fonction du temps de séjour de l’e¯ sur le niveau excité. La cohérence temporelle de la lumière laser est donc liée à son faible étalement spectral, à sa mono chromaticité. 2. L’émission spontané/ stimulée h ν(3) = Ei –E0 stimulant Ei hν (1) hν (2) stimulé hν (2) E0 Résonance Émission spontanée Lumière incohérente Émission Stimulée (photon non absorbé) lumière cohérente Réaction en chaîne, onde formé va rencontrer un autre atome stimulé qui émet un autre photon en phase stimulée et ainsi de suite. L’émission spontanée est d’autant plus importante que la fréquence de la lumière émise est élevée Plus la fréquence émise par le système est élevée, moins l’émission stimulée est importante. 3. L’inversion de population = pompage –milieu actif Il faut inverser le rapport normal des effectifs atomiques pour que la quasi-totalité des atomes soient dans un état excité = pompage = inversion de population. L’inversion de population nécessite un apport d’énergie extérieure à partir de milieu actif. Une décharge électrique = pompage électrique qui peut avoir lieu Dans un gaz Ou dans un semi-conducteur Émission de type électroluminescence. Des photons = pompage Photonique ou pompage optique Émission de type photoluminescence Une réaction chimique = pompage chimique Émission de type chimiluminescence Lasers chimique : laser à acide chlorhydrique HCl. L’inversion de population ne peut être réalisée qu’avec certains types de milieux = milieux actifs qui doivent comporter - Au moins trois niveaux d’énergie - Et au moins un état d’énergie excité métastable - Le pompage va peupler le niveau métastable Ei en passant par un niveau intermédiaire supérieur Ei’. Étape 1 : E0 Ei’ photons excitateur h ν’ = Ei’ – E0 Étape 2 : Ei’ Ei transition non radiative atomes majoritairement excités en Ei Étape 3 : Stimulation photon stimulants h ν= Ei – E0 Étape 4 : Ei E0 émission de photons stimulés h ν= Ei – E0 Photons Énergie Fréquence Longueur d’onde Excitateurs Ei’ –E0 > > Stimulants Ei –E0 < = = Stimulés Ei-E0 = 4. Le milieu (matériaux) actifs : 1) 2) 3) Au moins trois niveaux d’énergie Niveau Ei’ large : Temps de séjour des électrons ↘ 1 er niveau d’excitation Ei fin : Temps de séjour des e¯ ↗ Cohérence temporelle Ei – E0 UV, VIS ou IR (eV/100 eV) Probabilité de transition Ei E0 élevée. 5. L’amplification – Cavité Résonante / résonateur Optique Pour favoriser la réaction en chaîne qui suit l’émission stimulée, on amplifie le processus à l’aide d’une cavité résonante ou résonateur optique = deux miroirs // entre lesquels est placé le milieu actif. Le 1er photon stimulé sont réfléchis par les miroirs et vont se transformer en photon stimulant en traversant un certain nombre de fois le milieu actif. 6. Les principaux types de lasers On classe les lasers selon : - Leur mode d’émission - La nature du milieu émetteur Mode d’émission : continu, impulsionnelle, ou déclenché. Ces modes conditionnent 2 paramètres très importants : - L’IRRADIANCE ou éclairement énergétique = puissance de rayonnement délivré par unité de surface en W.m-2 - FLUENCE = irradiance durée d’émission = énergie du rayonnement délivré par unité de surface en J.m-2. Nature du milieu émetteur : à solide, à semi-conducteurs, à liquides, à gaz : - Puissance Cohérence Longueur d’onde Rendement énergétique Rendement énergétique d’un laser = Énergie Émise / énergie fournie lors du pompage. Les lasers à solides : Cristal ou verre, enrobant un élément actif = terre rare ionique ex : néodyme, Nd Laser à rubis : - Élément actif = chrome Cr3+ +++ Laser YAG (grenat d’yttrium-aluminium) dopé au néodyme nD (nD-YAG) Mode continu ou impulsionnelle, pompage optique IR proche (YAG) VISIBLE (rouge pour le laser à rubis) UV (YAG) Puissance élevé 109 W en mode impulsionnelle (le plus puissant) Rendement énergétique en général très faible Cohérence (spatiale et temporelle) médiocre. Les lasers à semi-conducteurs = diode laser Semi-conducteurs dopés : arséniure de galium (GaAS) dopé à l’aluminium Pompage : électricité dans une jonction P-N polarisée en sens direct. Émission : IR VISIBLE (bleu violacé pour le carbure de silicium SiC) Émission modulable, accordable (on peut faire varier la λ émise (en jouant sur T)) Cohérence en général médiocre Puissance généralement faible : (µW à qq W en régime continu) Rendement élevé Source de pompage pour d’autres types de laser. Les lasers à GAZ : gaz pur ou en mélange Pompage électrique ou optique : (à atomes neutres, à gaz moléculaire, à gaz ionique, Excimère) Lasers à atomes neutres : Atomes neutres à l’état gazeux : Ex : laser hélium-néon (He-Ne) - L’hélium est excité par une décharge électrique puis excite les atomes de néon par collision : c’est le néon qui émet la lumière laser. Émission principale ; VISIBLE (rouge 633 nm) Lasers à gaz moléculaire : Laser à dioxyde de carbone (CO2) Niveaux de vibration- rotation => émission IR N2, H2, CO, N2O (protoxyde d’azote = oxyde nitreux) Lasers à gaz ionisés : Ions sous forme gazeuse : laser à argon ionisé (Ar⁺) Lasers à excimère (excited dimer) : A base d’exciplexes = molécules composées de 2 atomes ≠ et stables uniquement à l’état excité. - Un gaz rare / argon Ar - Un halogène/ fluor F : interaction des 2 exciplexe) Après émission les molécules exciplexes disparaissent photon émis ne peuvent pas être absorbé excellent rendement. Les lasers à gaz : Cohérence +++ (temporelle et spatiale) très directifs Puissance modérée Rendement énergétique variable Emission : IR CO2 : IR moyen Visible Argon : vert, bleu UV excimère QCM : A. B. C. D. E. Les lasers à liquides ou à colorants organiques (dye laser) : Colorant organique en solution, stilbène, coumarine,rhodarime Emission : Tout le domaine du visible UV L’émission est modulable 7. Les effets biologiques des lasers Repose sur la directivité et puissance de la lumière laser : Lasers thérapeutiques : qq dizaines de watts, mais irradiance élevé (grâce à une bonne cohérence). Effets photomécanique Effets photothermique Effet photoablatif Effet photochimique. Les effets dépendent : - De la nature du tissu cible - Du type de laser : Longueur d’onde émise Durée de l’émission, irradiance, fluence. - La duré d’émission va de qq picoseconde (ps, 10-12s) (effet photomécanique) à plusieurs dizaines de min (effet photochimique) L’irradiance peut être de 1012 W.cm¯² (effet photomécanique) La fluence varie de 1 à 1000 J.cm¯² Effets photomécaniques : - - Effet électromécanique : lasers Nd-YAG On peut provoquer une ionisation qui aboutit à la création d’un plasma qui crée un gradient de pression qui induit la propagation d’une onde de choc = effet du laser sur le tissus cible. Appliqué principalement en ophtalmologie. - Effet thermomécanique : laser à colorant Emission très brève (chaleur n’a pas le temps de diffusé) ce qui provoque un confinement pression élevée qui peut provoquer la rupture de la paroi de vaisseaux sanguins. On peut détruire des vaisseaux sanguins de façon sélective : photothermolyse sélective. Effets photothermiques : Nd-YAG, Argon ionisé, CO2 Ce sont des effets très localisé qui proviennent de l’absorption de la lumière laser par les tissus. La chaleur va diffuser et selon la T on va observer : Hyperthermie coagulation volatilisation. Sur constituants ¢ : Pour 60°C : - Désorganisation des membranes ¢ - Dénaturation de certaines protéines Pour 100 °C : - Vaporisation du liquide interstitiel - volatilisation des constituants tissulaires - destruction de l’architecture du tissu Au niveau des tissus : Hyperthermie : 41 à 44°C (qq min) Mort ¢ retardée par atteinte des processus enzymatiques (effet peu utilisé) Coagulation : 50 à 90°C (qq s) Dessiccation, rétractation des tissus par dénaturation des protéines (collagène), avec élimination des tissus cicatrisation. Utilisé pour détruire des tumeurs, ou pour interrompre le flux sanguin dans certains vaisseaux. Volatilisation : > 100 °C (µs à s/10) : laser à CO2 (+ Nd-YAG) Perte de substance immédiate (les ≠ constituants tissulaire sont volatilisés) zone de nécrose de coagulation effet hémostatique. Utilisé pour détruire des tumeurs, ou pour des incisions sans saignement. Effet photoablatif ou photodécomposition ablative : = ablation pure d’un matériel sans lésion thermique : photolyse. Lasers émettant dans l’UV : - Laser à excimère ArF ou XeCL - Laser Nd-YAG quadruplé Utilisé en ophtalmologie (chirurgie réfractive de la cornée) Effet photochimique ou photothérapie dynamique Photochimie = étude de l’action de la lumière sur les réactions chimiques L’effet photochimique = activation lumineuse spécifique d’un photosensibilisant (substance favorisant les effets de la lumière sut l’organisme). On sensibilise une lésion par administration d’un photosensibilisant puis on la détruit avec de la lumière laser, celle-ci doit être de faible énergie donc λ élevé et doit être préférentiellement absorbé par le photon sensibilisant (groupement chromophores). La lumière excite le photon sensibilisant qui passe par un état triplet et soit il donne une : - Réaction directe par réaction d’oxydoréduction : espèce radicalaires (radicaux peroxydes) - Réaction indirecte par transfert d’énergie à l’oxygène tissulaire oxygène singulet ce qui le rend fortement toxique. Ces 2 réactions conduisent à la mort de la ¢ : nécrose (cytotoxicité) V. Méthode spectroscopiques A. Absorption UV-VISIBLE- INFRAROUGE a) Spectrophotométrie Son usage principal est : - Quantitatif : DOSAGE - Qualitatif : IDENTIFICATION (chromophores, molécules) : influence du milieu, modification conformationnelles ... Loi de Bouguer – Lambert : Lorsqu’une lumière monochromatique d’intensité initiale I0 travers un milieu homogène, l’intensité de la lumière émergente I décroît exponentiellement lorsque l’épaisseur l du matériau absorbant ↗. I = I0 e- a l a = coefficient d’absorption caractéristique du milieu et de la longueur d’onde du rayonnement absorbé. En solution : Loi de Beer : I = I0 exp (- ε.c.l) ε : coefficient d’absorption = coefficient d’extinction caractéristique de la substance pour une longueur d’onde donnée. l = épaisseur de solution traversée = épaisseur de la cuve de mesure = trajet optique c= concentration de la solution Loi de Beer-Lambert : log I0/I = ε.c.l l en centimètre c = concentration massique(C) en g.L¯1 ou concentration molaire (CM) en mol.L¯1 (CM = C/M) ε: Coefficient d’extinction spécifique si concentration massique : m-1.kg-1.L ou cm-1.g-1.L Coefficient d’extinction molaire εM si concentration en mole.L-1 : m-1.mol-1.L ou cm-1.mol-1.L ou cm-1.M-1 Densité optique (DO) : EXTINCTION, ABSORBANCE (A) D.O , D,DO DO = log I0/I Loi de Beer - Lambert : DO = ε.c.l - Sans dimension (pas d’unité) - Dépend de la longueur d’onde Transmission T (transmittance) : Opacité Op : T = I/I0 Op= 1/T = I0/I DO = log Op = - log T Propriété : Les DO sont additives : la DO d’un mélange de n espèces absorbantes est la Σ des absorbances individuelles. Validité de la loi de Beer –Lambert : - Lumière monochromatique - Liquide transparent - Concentration faibles ( mg.L-1 à g.L-1) Droite d’étalonnage ou de calibration : DO = f (c) Pointiller : expérimentale En ligne droite : mesure Linéarité jusqu’à une concentration de 0 ,05 molaire donc la loi de Beer-Lambert n’est valable que jusqu’ à 0,05 mol. Spectrophotomètre : - Source de lumière : Lampe à halogène (visible) Lampe à hydrogène (UV) Monochromateur Cuves de mesure : Verre ou plexiglas (visible) Quartz (UV) Détecteur En pratique on peut avoir une absorption de photon par une autre substance que la substance étudié, 2 possibilités : - Faire une première mesure sur le solvant seul : DO1 - Faire une deuxième mesure sur la solution : DO2 DOsoluté = DO2 (solution) – DO1 (solvant) Les appareils multifaisceaux permettent de faire ceci de façon automatique. DO est reporté sur la droite d’étalonnage et nous donne la concentration. DO on connait de façon très précise ε on trouve la concentration avec la relation c = DO / ε .l La pente de la droite = ε.l b) Oxymétrie de pouls Mesure non invasive de la saturation de l’hémoglobine en oxygène, SpO2 (p pour pulsatile, pulsée) But : s’approcher de la SaO2, saturation artérielle en O2 SpO2 = approximation validée de la SaO2 SaO2 : modèle invasive nécessitant un prélèvement de sang artériel : SaO2 = (HbO2 / (HbO2 + Hb)) 100 Hb = hémoglobine réduite ou désoxyhémoglobine HbO2 = oxygémoglobine. SpO2 distinguer Hb et HbO2 et distinguer sang artériel et sang veineux 2 principes : - Spectrophotométrie d’absorption - Photopléthysmographie 1er principe : la spectrophotométrie d’absorption Estimation en temps réel, en continu, et séparément de la teneur du sang en Hb et HbO2 car absorption lumineuse ≠ pour ces 2 composés. (au niveau de la lumière visible rouge et IR proche) Spectre d’absorption Hb ( ... ) ≠ Spectre d’absorption HbO2 ( ) Dans le domaine visible et IR proche Entre 500 et 800 nm l’absorption de Hb > HbO2 Entre 800 et IR proche l’absorption de Hb< HbO2 Appareille = oxymètre de pouls, saturomètre, moniteur SpO2 2ème principe : la photopléthysmographie permet de reconnaitre la pulsatilité du signal (origine artérielle du signal). Mesure des variations de volume d’un organe ou d’une partie du corps en fonction du volume de sang qu’il l’irrigue. - Flux continu non pulsatile (diastole) - Flux pulsatile (systole) L’absorption des photons est - Constante durant la diastole = composante non pulsatile DC - Présente un pic durant la systole = composante pulsatile AC Le photorécepteur mesure en permanence l’absorption des 2 lumières émises ratio R : R = ( ACrouge /DCrouge ) / (ACIR/DCIR) ACrouge = absorption de la lumière rouge par la composante (pulsatile) AC DCrouge = absorption de la lumière rouge par la composante (non-pulsatile) DC ACIR = absorption de la lumière IR par la composante (pulsatile) AC DCIR = absorption de la lumière IR par la composante (non-pulsatile) DC R est empiriquement calibré sur des valeurs de SaO2 pour aboutir à une valeur de SpO2 (%) Ex : R=1 82 % SpO2 Méthode de mesure de SaO2 : carboxymètre : technique invasive. Appareillage = carboxymètre, CO-oxymètre (spectrophotomètre) Selon la loi de Beer –Lambert , dosage de : - L’oxyhémoglobine HbO2 - L’hémoglobine réduite Hb - La carboxy hémoglobine HbCO - La méthémoglobine MetHb Courbe de pléthysmographie : Ondulation rapide et synchrone de l’activité cardiaque. Limites de l’oxymétrie de pouls : Toute substance présente dans le sang qui absorbe les מlongueur d’onde que Hb et HbO2 provoque des interférences : Présence : Hémoglobine anormale : la valeur de SpO2 est ↗ (suréstimé) - Carboxyhémoglobine HbCO : intoxication au monoxyde de carbone - Méthémoglobine MetHb : ingestion de produit oxydant (médicament) - Colorants : la valeur de SpO2 est ↘ (sous éstimation) Vert d’indocyanine (ICG) Bleu de méthylène (utilisé dans le traitement de méthémoglobine élevé) Mouvement spontanés du patient - Interférence électromagnétique : Bistouris électriques Lumière ambiant excessive ... Qcm : 1. En médecine, on utilise les lasers essentiellement pour leurs effets photomécanique (F effet photo thermique) 2. Dan la loi de beer lambert le trajet optique s’exprime oligatoirement en cm (V) 3. Au niveau du site de mesure d’un oxymètre de pouls seule l’absorption du sang veineux est variable(F artériel) 4. La présence d’une hémoglobine anormale telle que la carbohémoglobine ou la méthémogolobine conduit à une surestimation de la SpO2 (V) 5.
