SPECTRES ÉLECTRONIQUES LES NIVEAUX D’ÉNERGIE DES ATOMES DÉDUITS DES

LES NIVEAUX D’ÉNERGIE DES ATOMES DÉDUITS DES ^SPECTRES

ÉLECTRONIQUES

Physique atomique Chapitre 7

hn

Préambule

 La mécanique classique, puis l’utilisation de la mécanique quantique, ont permis de comprendre et d’expliquer quantitativement l’agencement des électrons dans des orbitales autour du noyau de l’hydrogène et des hydrogénoïdes.

 Qu’en est-il des autres noyaux ?

hn

Cas du bore

e^- noyau : 5 +

1s

2s 2p

Forces répulsives

Force attractive

hn

Questions

 Est-ce que l’équation de SCHRÖDINGER permet encore d’obtenir les solutions quantitatives aux agencements électroniques ?

 Est-ce que les règles et les lois (les nombres quantiques) qui prévalent pour l’atome d’hydrogène sont encore valides ?

hn

Atomes alcalins

 L’existence de séries spectrales est un phénomène très général.

 Les spectres des alcalins sont parmi les plus

simples. Ils peuvent entièrement s’interpréter en supposant qu’un seul électron passe d’une orbite à l’autre.

 La structure des atomes alcalins rend

l’interprétation des spectres relativement simple.

hn

Cas du lithium

 On observe quatre séries de raies intenses et d’autres moins intenses.

 Les quatre séries intenses ont été qualifiées par les anglo-saxons de sharp (fine), principal

(principale), diffuse (diffuse), fundamental (fondamentale). D’où les lettres S, P, D, F…

 Toutes ces séries peuvent se représenter à l’aide d’une formule analogue à celle qui représente les séries de l’hydrogène avec introduction de

quelques termes correctifs.

hn

L’interprétation

 Un seul saut électronique est responsable d’une raie spectrale.

 Les niveaux correspondant à un même nombre quantique n et à des nombres quantiques 

différents ne sont plus dégénérés mais ont bien réellement des énergies différentes.

hn

N iv ea u d’ én er gi e du L it hi um

n = 2; 2 S n = 2; 2 P n = 3; 3 S

n = 3; 3 P

n = 3; 3 D n = 5

 = 0  = 1  = 2  = 3

n = 4

2s 1s

2p

1s

3s 2s

hn

Niveau d’énergie du Lithium

 L’orbitale la plus près du noyau correspondant au nombre quantique n = 2 est celle qui concerne

l’électron périphérique.

 L’énergie de la transition 2s  2P est maintenant différente de 0 (zéro).

 Les orbitales de même nombre quantique principal n sont approximativement à la même distance

moyenne du noyau quel que soit . Leur énergie est cependant différente.

hn

L’interprétation

 Les transitions entre niveaux sont gouvernées par des règles de sélection. Ces règles ont d’abord été déduites empiriquement de l’étude des spectres.

 Les transitions qui correspondent à une variation de ce moment dipolaire sont les seules possibles.

 Les règles de sélection obtenues sont les suivantes :

 pas de restriction pour n qui peut varier librement) ; et

 le nombre  ne peut varier que d’une unité D = ± 1.

hn

N iv ea ux d ’é ne rg ie du li th iu m

2 P 3 P 4 P

3 D

4 D 4 F

5 F

2 S 3 S 4 S 5 S 7 S

1,0 2,0 4,0

5,0 5,37

eV

Raie de résonance Série

principale

Série diffuse

Sharp Fundamental

 = 0  = 1  = 2  = 3

hn

Spin de l’électron

 Un grand nombre de raies sont constituées par des doublets rapprochés.

 Les niveaux S sont simples mais les niveaux P, D, F sont tous doubles quel que soit n. Les deux

termes du doublet ne diffèrent que par une énergie relativement petite.

hn

N iv ea u d’ én er gi e du L it hi um

n = 2; 2 S n = 3; 3 S

n = 3; 3 P n = 3; 3 D n = 4

n = 5

n = 2; 2 P

hn

Le dédoublement des niveaux

 Pour expliquer ce fait, il faut introduire une

grandeur nouvelle qui serait susceptible de faire varier légèrement l’énergie d’un niveau.

 UHLENBECK et GOUDSMIT ont introduit le spin de l’électron, c’est-à-dire l’existence d’un moment cinétique dû à la rotation de l’électron sur lui-même.

 Ce vecteur moment cinétique de spin vient

s’ajouter géométriquement au vecteur moment cinétique orbital.

hn

Moment orbital et de spin

Moment de spin

Moment orbital

Moment de spin

Noyau

hn

Combinaison des moments cinétiques

 Le nombre de niveaux d’énergie dépendra de la façon de faire la somme de ces deux vecteurs :

 la valeur du moment cinétique de spin de l’électron 1/2 ( h/2p ) ;

 la valeur du moment cinétique orbital dont la valeur est  h/2p.

 Le spin ne peut avoir que deux positions par rapport au moment orbital.

s s

 

hn

Combinaison des moments cinétiques

 On comprend que les niveaux S soient simples puisque

 = 0.

 Par contre, tous les autres niveaux sont doubles.

 Pour distinguer les niveaux résultant du dédoublement dû au spin on les caractérise par le moment cinétique total J :

 J =  + s et J =  - s ;

 J =  + 1/2 et J =  - 1/2.

 Chaque niveau P sera dédoublé en P_3/2 et P_1/2.

 Chaque niveau D sera dédoublé en D_5/2 et D_3/2, etc.

hn

Hélium et alcalino-terreux

 Ces atomes sont caractérisés par deux électrons peuplant l’orbitale externe n S.

 Le spectre est encore plus compliqué, mais la séparation en séries est toujours possible.

 On trouve alors deux fois quatre séries analogues à celles des alcalins.

 Le diagramme de niveaux d’énergie que l’on en déduit présente deux catégories de niveaux : les uns sont simples (états singulets), les autres sont triples (états triplets).

hn

Hélium et alcalino-terreux

 Le diagramme de l’hélium s’explique en admettant que l’énergie de l’atome est toujours fixée

approximativement par le nombre quantique principal n de l’électron qui saute d’une orbite à l’autre.

 les niveaux d’énergie correspondant à un même nombre quantique n différent selon la valeur du moment cinétique total de l’ensemble des deux électrons.

 Les seules positions possibles des deux moments de spin sont parallèles et antiparallèles.

hn

N iv ea ux d ’é ne rg ie de l’ hé li um

1P ¹D ¹F ¹F ¹F ¹F

0 eV 20 eV 24 eV ¹S

n = 1 n = 2 n = 3

1F

n = 2

spin total : S = 0 spin total : S = 1 584 nm

raies simples

raies triples

2s 1s1s

2s

Énergie

hn

Combinaisons vectorielles

pour l’hélium et alcalino-terreux

L  J 

Pour S = 1, on a trois combinaisons vectorielles :

J = L J = L - 1

Pour S = 0, on a une seule combinaison vectorielle J = L.

J = L + 1 L 

La somme doit toujours être un nombre entier de h/2p.

hn

Notation des atomes excités ou non

 On utilise une notation conventionnelle qui donne le maximum de renseignements sur ce niveau.

 Exemple : ³P₂.

 La lettre spécifie le moment cinétique orbital : S   = 0, P   = 1, D   = 2, F   = 3, . . .

 3 signifie que ce niveau fait partie d’un triplet.

 2 signifie que le moment cinétique total est J = 2 h/2p (J = 2).

 Quels sont les deux autres niveaux ?

hn

Notation atomique

X

2 S + 1 Multiplicité du niveau

Moment cinétique orbital

Somme vectorielle des moments

hn

Quelles sont les règles de sélection ?

 DJ = 0, ± 1 et DS = 0

 Un saut électronique ne fait jamais changer le spin total de l’atome.

 Pour l’hélium, il n’y a donc pas de saut possible entre les niveaux de la partie gauche du diagramme

(singulets) et les niveaux de la partie droite (triplets).

 Le nombre de raies spectrales possibles est donc limité.

 On verra plus loin comment identifier une transition S - P, D - P, etc.

 Attention aux états métastables.

hn

Autres atomes

 On peut tracer un diagramme de niveaux d’énergie.

 Ces diagrammes sont connus pour la plupart des éléments bien que certains d’entre eux présentent plusieurs milliers de raies dans leur spectre.

 Le nombre quantique principal n fixe les valeurs de l’énergie de l’atome.

 Le moment cinétique total est toujours la somme géométrique des moments orbitaux et de spin.

hn

Composition vectorielle des moments orbitaux

 Cas de trois électrons tels que 1 = 0, 2 = 2, 3 = 1

 La combinaison des moments cinétiques orbitaux pourra se faire de trois façons possibles :

2

3

L

2

3

L

2

3

L

État P, L = 1 État D, L = 2 État F,

L = 3

hn

 Cas de trois électrons tels que 1 = 0, 2 = 2, 3 = 1.

 La combinaison des moments cinétiques de spin pourra se faire de deux façons :

S = 3/2 S = 1/2

Composition vectorielle

des moments de spin

hn

Composition vectorielle

des moments orbitaux et de spin

J = L + S

 Il est facile de voir que pour un atome dont les moments résultants sont L et S, les valeurs de J possibles sont (J doit être quantifié) pour L > S.

 L + S, L + S - 1, L + S - 2,. . . . L – S.

 2 S + 1 est la multiplicité du niveau.

hn

Exemples de composition vectorielle des moments

 pour S = 1/2, on a les niveaux P : ²P_3/2 , ²P_1/2

 pour S = 1/2, on a les niveaux D : ²D_5/2 ,²D_3/2

 pour S = 1/2, on a les niveaux F : ²F_7/2 , ²F_5/2

L = 1 S = 1/2

J = 3/2

L = 1

S = 1/2

J = 1/2

2P (L = 1, S = 1/2)

J

= ^L + ^S

hn

Composition de moments cinétiques orbitaux et de spins

L = 1 S = 1

J = 2

J = 1 J = 0

3P (L = 1, S = 1)

 pour S = 1, on a les niveaux P :

3P₀ , ³P₁ , ³P₂

hn

Exemples de composition vectorielle des moments

 pour S = 1, on a les

niveaux D : ³D₃ ,³D₂ , ³D₁

 pour S = 1, on a les

niveaux F : ³F₄ , ³F₃ ,³F₂

L > 1 S = 1 J = L + 1

J = L

3X (L = y, S = 1)

J

= ^L + ^S

J = L - 1

hn

Composition de moments cinétiques orbitaux et de spins

L = 1 S = 3/2

J = 5/2

J = 3/2

J = 1/2

4P (L = 1, S = 3/2)

 pour S = 3/2, on a les niveaux P :

4P_1/2 , ⁴P_3/2 , ⁴P_5/2

hn

L = 2

S = 3/2 J = 7/2

J = 5/2

J = 3/2

J = 1/2

4D (L = 2, S = 3/2)

Composition de moments cinétiques

orbitaux et de spins

hn

Conclusion

 La résolution de l’équation de SCHRÖDINGER devient rapidement inextricable avec

l’augmentation du nombre d’électrons. Elle n’est donc plus de grande utilité.

 Par ailleurs, les règles et les lois (les nombres

quantiques) demeurent et permettent d’expliquer au moins qualitativement les constructions des édifices électroniques des atomes autres que celui de

l’hydrogène et des atomes hydrogénoïdes.

hn

Conclusion

 En outre, le spin de l’électron (des électrons) vient s’ajouter vectoriellement au moment orbital :

J

= ^L + ^S