Lumière et atomes : niveaux d'énergie, spectres

Introduction

La lumière, en tant qu'onde électromagnétique, joue un rôle fondamental dans notre compréhension de l'univers. Elle interagit avec la matière d'une manière qui révèle des informations cruciales sur la structure atomique et les niveaux d'énergie des électrons. Dans ce cours, nous allons explorer comment ces interactions se traduisent par des spectres lumineux, permettant ainsi d'identifier les éléments chimiques et d'étudier leurs propriétés.

1. Les niveaux d'énergie des électrons

Les électrons dans un atome ne peuvent occuper que des niveaux d'énergie spécifiques, quantifiés, qui dépendent de l'atome considéré. Ces niveaux d'énergie sont souvent représentés par des chiffres quantiques.

1.1. Modèle de Bohr

Le modèle de Bohr, proposé par Niels Bohr en 1913, décrit les niveaux d'énergie des électrons dans l'atome d'hydrogène. Selon ce modèle, les électrons se déplacent sur des orbites circulaires autour du noyau et ne peuvent occuper que des niveaux d'énergie discrets.

Formule des niveaux d'énergie :
E_n = - rac{13,6 ext{ eV}}{n^2}
avec n = 1, 2, 3, ... (n est le nombre quantique principal).

Exemple concret :
Pour l'atome d'hydrogène, pour n = 1, E_1 = -13,6 eV. Cela signifie que pour exciter un électron de l'état fondamental (n=1) à n=2, il faut fournir une énergie d'environ 10,2 eV.

2. Émission et absorption de la lumière

2.1. Processus d'émission

Lorsqu'un électron absorbe de l'énergie, il peut sauter à un niveau d'énergie supérieur (état excité). Lorsque cet électron revient à son état fondamental, il émet de la lumière.