Spectres d`émission
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Chem001 Rayonnement électromagnétique Dr. Ammar Azioune ENSB 26/10/2014 Objectifs Décrire le rayonnement électromagnétique: I. Forme ondulatoire II. Forme corpusculaire I. Forme ondulatoire 1. Définition de la longueur d’onde et de la fréquence selon la forme ondulatoire de l’énergie. 2. Comprendre la relation entre la longueur d’onde et la fréquence dans le phénomène de la radiation électromagnétique 3. Comprendre la relation entre les longueurs d’onde et les fréquences des couleurs “sélectionnées” sur le spectre électromagnétique II. Forme corpusculaire 4. Notions sur la théorie du quantum 5. Spectres d’absorption et d’émission 6. Exemples Vagues d’eau 𝑦 𝑡1 𝑡2 𝑥0 𝑥1 : position initiale (repos) 𝑥1 𝑥0 : position perturbée 𝑉 𝑡𝑖 : temps d’oscillation 𝑡3 𝑡4 𝐶 1. Source d’onde: pierre jetée dans une étendu d’eau initialement stable. 2. Le mouvement vertical de chute de la pierre entraine les molécules d’eau à la surface du point d’impact. 3. Les molécules d’eau, après l’impact, oscillent verticalement autour d’une position d’équilibre pour créer des vaguelettes. 4. Le mouvement oscillatoire des molécules d’eau devient à son tour une source de perturbation et entraine l’oscillation des molécules d’eau au voisinage du point d’impact, et ainsi de suite… Forme ondulatoire de l’énergie Position initiale de la corde crête creux 1. 2. 3. 4. Chaque crête de la corde bouge horizontalement Les particules de la corde bouge verticalement L’énergie fournie pour secouer la corde bouge horizontalement Secouer la corde avec un rythme différent change l’apparence de « la vague » en terme de la hauteur de la crête, son creux, son amplitude, mais pas sa forme globale. Caractérisation d’une onde Plusieurs données permettent de caractériser une onde. On compare généralement les ondes à des vagues, des oscillations, pour en comprendre les principes essentiels : L’amplitude correspond à la hauteur d’une « vague ». La longueur d’onde () est la distance entre les crêtes de deux « vagues » successives. La longueur d’onde d’une onde radio est de l’ordre du mètre, celle d’une microonde est de l’ordre du centimètre. La fréquence () désigne le nombre de « vagues » par seconde. Elle est inversement proportionnelle à la longueur d’onde. La puissance est liée à l’amplitude : plus une « vague » est haute, plus elle est puissante. Ondes électromagnétiques La lumière est un rayonnement électromagnétique. C’est un phénomène vibratoire, une onde. Elle se caractérise par: 1. une vitesse de propagation: 𝑐 = 2,997925. 108 m𝑠 −1 ≈ 300000 𝑘𝑚𝑠 −1 2. une longueur d’onde: = 𝑐 𝑝𝑟𝑒𝑛𝑑𝑠 𝑑𝑒𝑠 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑢𝑟𝑠 𝑎𝑠𝑠𝑒𝑧 𝑑𝑖𝑓𝑓é𝑟𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 𝑠𝑒𝑙𝑜𝑛 𝑙𝑒 𝑡𝑦𝑝𝑒 𝑑𝑢 𝑟𝑎𝑦𝑜𝑛𝑛𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡. 𝐶𝑒𝑠 𝑣𝑎𝑙𝑒𝑢𝑟𝑠 𝑝𝑒𝑢𝑣𝑒𝑛𝑡 ê𝑡𝑟𝑒 𝑝𝑎𝑟𝑡𝑎𝑔é𝑒𝑠 𝑒𝑛 𝑑𝑖𝑓𝑓é𝑟𝑒𝑛𝑡𝑠 𝑑𝑜𝑚𝑎𝑖𝑛𝑒𝑠 𝑎𝑙𝑙𝑎𝑛𝑡 𝑑 ′ 𝑜𝑛𝑑𝑒𝑠 𝑟𝑎𝑑𝑖𝑜 𝑎𝑢 𝑟𝑎𝑦𝑜𝑛𝑠 𝛾 Ondes électromagnétiques Les ondes électromagnétiques sont produites en faisant circuler un courant électrique variable à haute fréquence dans un conducteur métallique. Les électrons y font de très rapides allers-retours, ce qui génère un champ électromagnétique. L’onde est une vibration qui se déplace: La particularité de l’onde électromagnétique est qu’elle ne se voit pas : elle n’a pas besoin d’un milieu physique (l’eau par exemple) pour se manifester. Il s’agit d’une perturbation, d’une modification locale du champ électromagnétique terrestre. L’amplitude d’une onde électromagnétique, et donc son énergie, diminue au fur et à mesure qu’on s’éloigne de la source émettrice. Spectres électromagnétique Ondes radio 𝟏𝟎𝟑 1m Micro-ondes 1 𝟏𝟎−𝟑 m Infrarouge 𝟏𝟎−𝟑 𝟏𝟎−𝟕m Visible 𝟕. 𝟏𝟎−𝟕 𝟒. 𝟏𝟎−𝟕 m Ultraviolet 𝟒. 𝟏𝟎−𝟕 𝟏𝟎−𝟗 m Rayons X 𝟏𝟎−𝟗 𝟏𝟎−𝟏𝟏 m Rayons 𝟏𝟎−𝟏𝟏 𝟏𝟎−𝟏𝟑 m Spectre Visible Le spectre visible est constitué par l’étroite bande de longueurs d’onde auxquelles est sensible l’œil humain. À l’intérieur de ce domaine, les colorations du spectres correspondent aux différentes longueurs d’onde: UV 400 nm Coloration visible Longueur d’onde représentative (nm) Longueur d’onde limites (nm) Violet 410 400 425 Bleu 470 425 490 Vert 520 490 575 Jaune 580 575 585 Orangé 600 585 645 Rouge 650 645 700 IR 700 nm La théorie des quanta (quantum) et le spectre d’émission de l’hydrogène La théorie des quanta, développée par Planck, puis par Einstein, pour expliquer certains phénomènes comme le rayonnement du corps noir ou l’effet photoélectrique, admet que l’aspect ondulatoire du rayonnement doit être complété par un caractère corpusculaire. 1. Max Planck (1858-1947): les atomes et molécules émettent (ou absorbent) de l’énergie en quantités discrètes, par petits paquets (Quantum). 𝑬 = 𝒉 = 𝒉 𝒄 𝒉 est la constante de Planck, valant 6,626.10−34 𝐽𝑠 La théorie de Planck est applicable à toutes les fréquences des radiations émises par des solides chauffés. 2. Albert Einstein (1879-1955): le faisceau lumineux est constitué d’un flux de particules (photons). Spectres d’émission Film enregistreur prisme collimateur Gaz chauffé Schéma de principe d’un spectromètre à émission La fréquence ou la longueur d’onde de la lumière détermine sa couleur Spectres d’émission emission excitation E2 (état excité) ℎ𝑐 ∆𝐸 = ℎ𝑣 = E1 (état fondamental) L’énergie électrique ou thermique est absorbée par les atomes, qui passent ainsi d’un état fondamental stable à un état excité instable. Retombant dans l’état fondamental, ils restituent sous forme lumineuse l’énergie absorbée. Effet photoélectrique UV ℎ 𝒉 = + 𝑬𝒄 : travail d’extraction ou de sortie 𝑬𝒄 : énergie cinétique de l’électron photoélectrons Spectre d’émission de l’hydrogène UV Visible IR 𝑅𝑎𝑖𝑒 𝑙𝑖𝑚𝑖𝑡𝑒( ) = 364,5𝑛𝑚 𝐻 𝐻 𝐻 () 𝐻 (nm) 300 350 400 450 On distingue 4 raies principales: Formule de BALMER 𝟏 𝟐𝟐 − 800 650 500 𝟏 𝒏𝟐 𝐻 @ 656,1 nm 𝐻 @ 433,9 nm 𝐻 @ 486,0 nm 𝐻 @ 410,1 nm 𝑎𝑣𝑒𝑐 𝑛 = 3,4,5,6 … Exemple: Spectre d’émission du sodium Dans le cas du sodium (la couleur orangée des éclairages d'autoroutes et de tunnels), il existe par exemple deux raies à 589,00 et 589,59 nm. Spectre d'émission du sodium les spectres d'absorption, on aura comme spectre "le complémentaire" du spectre d'émission, avec en fond le spectre de la lumière utilisée pour réaliser l'expérience (lumière solaire). Spectre d'absorption du sodium Ce spectre est obtenu par irradiation de la matière et l'on observe un spectre de raies sombres sur fond de spectre thermique (lumière solaire). Spectre d’émission de l’hydrogène emission excitation E2 (état excité) ∆𝐸 = 𝐸2 − 𝐸1 = ℎ𝑣 = ℎ𝑐 E1 (état fondamental) Les cercles sur le schéma représentent les différents niveaux d’énergie; nommés: séries (1 pour Lyman, 2 pour Balmer, etc…) Chaque série contient un certain nombre définit de raies (ex. La série de Balmer au niveau d’énergie n=2 comporte 4 raies d’émission. Spectre d’émission de l’hydrogène Série (n1) 1 2 3 4 5 Nom Lyman Balmer Paschen Brackett Pfund Domaine UV Visible IR IR IR Spectre d’émission de l’hydrogène Formule de RYDBERG 𝟏 𝟏 𝟏 = 𝑹∞ 𝟐 − 𝟐 𝒏𝟏 𝒏𝟐 𝑹∞ , 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑅𝑌𝐷𝐵𝐸𝑅𝐺 = 𝟏, 𝟎𝟗𝟕𝟑𝟕. 𝟏𝟎𝟕 𝒎−𝟏 , 𝑙𝑜𝑟𝑠𝑞𝑢𝑒 𝑒𝑠𝑡 𝑒𝑥𝑝𝑟𝑖𝑚é𝑒 𝑒𝑛 𝒎 𝒏𝟏 𝑒𝑡 𝒏𝟐 𝑠𝑜𝑛𝑡 𝑑𝑒𝑠 𝑛𝑜𝑚𝑏𝑟𝑒𝑠 𝑒𝑛𝑡𝑖𝑒𝑟𝑠. 𝑛1 caractérise chacune des séries. 𝑛1 = 1, 2, 3, 𝑒𝑡𝑐. 𝑟𝑒𝑠𝑝𝑒𝑐𝑡𝑖𝑣𝑒𝑚𝑒𝑛𝑡, 𝑝𝑜𝑢𝑟 𝑙𝑒𝑠 𝑠é𝑟𝑖𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐿𝑌𝑀𝐴𝑁, 𝐵𝐴𝐿𝑀𝐸𝑅, 𝑃𝐴𝑆𝐶𝐻𝐸𝑁, 𝑒𝑡𝑐 … 𝑛2 caractérise chacune des raies à l’intérieur de la série. 𝑛2 = 𝑛1 + 1 𝑝𝑜𝑢𝑟 la première raie 𝑛2 = 𝑛1 + 2 pour la deuxième 𝑛2 = 𝑛1 + 3 pour la troisième Spectre d’émission de l’hydrogène EXEMPLES Longueurs d’onde de la première raie de la série de BALMER (𝐻 ) 𝟏 = 𝟏 𝑹∞ 𝟐 𝒏𝟏 − 𝟏 𝒏𝟐𝟐 𝟕 =𝟏, 𝟎𝟗𝟕𝟑𝟕. 𝟏𝟎 𝟏 𝟐𝟐 − 𝟏 𝟑𝟐 = 𝟏, 𝟓𝟐𝟒. 𝟏𝟎𝟔 = 656,1 𝑛𝑚 Longueurs d’onde de la raie limite de la série de BALMER 𝟏 𝟏 𝟏 𝟏 𝟏 𝟕 = 𝑹∞ 𝟐 − 𝟐 = 𝟏, 𝟎𝟗𝟕𝟑𝟕. 𝟏𝟎 − 𝟐 = 𝟐, 𝟕𝟒𝟑. 𝟏𝟎𝟔 𝟐 𝟐 ∞ 𝒏𝟏 𝒏𝟐 = 364,5 𝑛𝑚
