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P1 Cours : La lumière émission et absorption
1. La lumière
1.1. La lumière : onde électromagnétique et photons La lumière se présente sous 2 aspects :
Aspect ondulatoire : La lumière est une onde électromagnétique car elle est constituée d’un champ électrique et d’un champ magnétique perpendiculaires et oscillants.
Aspect corpusculaire : La lumière est aussi constituée de photons. Le photon est une particule infiniment petite, sans masse et sans charge électrique.
1.2. Propriétés des ondes électromagnétiques La lumière visible, les rayons X, les ondes microondes, les ondes radio etc… sont autant d’ondes de type électromagnétique ayant des propriétés identiques.
La vitesse (ou célérité) des ondes électromagnétiques dans le vide est
La période T est le temps minimum au bout duquel un phénomène se répète. Il s’exprime en seconde (s).
La fréquence f (ou ν) est le nombre d’oscillations en une seconde. Elle s’exprime en Hertz (Hz)
La longueur d’onde λ est la distance parcourue par l’onde électromagnétique pendant une période. Elle s’exprime en mètre (m).
Application 1:
Calculer dans les cas suivants la longueur d’onde en utilisant la formule la plus appropriée, puis en déduire à quel domaine appartient l’onde électromagnétique (dernière colonne à droite)
Remarque : Indiquez la formule utilisée à chaque fois que vous faites un calcul ! f = 3,0.108 Hz λ =
ν = 1,5.1016 Hz λ = T = 2,0.10-14 s λ = T = 2,0 ms λ = f = 9,0.1019 Hz λ = ν = 1,414.1022 Hz λ = T = 1,35.10-15 s λ = T = 2,43.10-15 s λ =
P1 Cours : La lumière émission et absorption Page 2 Application 2 :
Un rayonnement électromagnétique de longueur d’onde 589 nm est émis par l’atome de sodium. En déduire la fréquence de l’onde électromagnétique.
Application 3 :
Dans un four micro-onde, le rayonnement électromagnétique a pour fréquence 2450 MHz.
Quelle est la longueur d'onde associée ? Vérification expérimentale.
1.3. Energie des photons
Un photon associé à une onde électromagnétique de longueur d’onde λ possède une énergie W (ou E) :
L’énergie a pour unité le Joule (J) mais on utilise aussi une sous unité l’électronvolt (eV) : h est la constante de Planck :
Application 4 :
Calculer l’énergie d’un photon jaune de longueur d’onde 589 nm. Donner les résultats en Joule puis en électronvolt.
Application 5 :
Calculer en eV l’énergie d’un photon associé aux ondes électromagnétiques suivantes.
Longueur d’onde Energie (eV) Fréquence Energie (eV)
10 km 3,0.106 Hz
1,0 cm 2,0.109 Hz
10 µm 6,7.1012 Hz
10 nm 4,8.1015 Hz
10 pm 9,3.1018 Hz
A l’aide des résultats du tableau compléter la phrase suivante (mots à utiliser : longueur d’onde, petite/grande) Plus la ……… d’un photon est petite plus son énergie est ………
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2. Emission de lumière par les atomes
Animation : http://www.ostralo.net/3_animations/swf/spectres_abs_em.swf Montage expérimental :
Le gaz est constitué d’un seul élément (ex : mercure Hg, sodium Na …)
Observations : Excité par une forte tension un élément chimique émet de la lumière.
Grâce à un réseau (ou un prisme) on
obtient le spectre de raies de l’élément. Chaque élément chimique possède un spectre d’émission qui lui est propre. (cf l’animation)
Interprétation : Les niveaux d’énergie de l’atome sont discrets (ou quantifiés). Les photons émis ont une énergie qui correspond au passage d’un niveau à un autre.
Application 6 : Les niveaux d’énergie de l’atome de mercure sont E0 = -10,45 eV, E1 = -4,99 eV, E2 = -3,75 eV, E3 = -2,72 eV. Quelle est l’énergie du photon émis lorsque l’atome passe du niveau d’énergie E3 au niveau E1 ? Quelle est la longueur d’onde du photon émis ? A quel domaine appartient cette radiation ?
Vocabulaire : le niveau d’énergie le plus bas de l’atome est appelé état fondamental. Tous les autres états sont des états excités. Le niveau le plus haut, , correspond à l’état ionisé de l’atome (perte d’un électron)
Cas particulier de l’atome d’hydrogène : Les niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène sont donnés par la relation où En est l’énergie des niveaux n = 1,2,3,4 etc… exprimée en eV
Application 7 :
Calculer les niveaux d’énergie de l’atome d’hydrogène pour n = 1,2,3 et 4.
E3
E1 ΔE = E3- E1
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Sur l’axe vertical ci contre placer ces 4 niveaux d’énergie. Echelle : 1cm = 1 eV.
Placer l’état ionisé de l’atome.
L’atome d’hydrogène se trouve dans l’état excité E4. Il revient dans son état fondamental en émettant un photon. Calculer l’énergie correspond à cette transition en eV puis en Joule ?
Exprimer puis calculer la longueur d’onde du rayonnement associé à cette transition.
En déduire le domaine des ondes électromagnétiques auquel appartient le rayonnement émis.
Remarque : appliquer une forte tension n’est pas la seule manière d’avoir des atomes excités (chaleur, transformation nucléaire, triboluminescence etc…)
3. Absorption de la lumière par les atomes
Montage : le gaz est constitué d’un seul élément chimique
Observation : le spectre présente des raies noires. Ce spectre d’absorption est complémentaire du spectre d’émission.
Interprétation : la matière ne peut absorber que les photons qu’elle est capable d’émettre.
Application 8 : Un atome d’hydrogène initialement dans son état fondamental peut-il absorber un photon d’énergie 3,0 eV ? Même question pour un photon d’énergie 12,1 eV ?
Energie de l’atome en eV
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4. Les spectres moléculaires
4.1. Niveaux d’énergie moléculaire
L’énergie d’une molécule est très complexe et ne peut être calculé rigoureusement. On doit effectuer des approximations, on peut écrire l’énergie de la molécule sous la forme E = Eélectronique + Evibration + Erotation
L’énergie électronique est l’énergie des différents atomes de la molécule
L’énergie de vibration est l’énergie due au mouvement de vibration des liaisons entre les atomes de la molécule
L’énergie de rotation est due au mouvement de rotation de la molécule sur elle même
Chacune de ces énergies est quantifiée. Les processus d’émission et d’absorption de la lumière par les molécules sont assez similaires à ceux des atomes.
Expérience : spectre d’absorption du permanganate de potassium
Interprétation : Les niveaux d’énergie sont très nombreux et trop proches pour être séparés, on observe alors une bande d’absorption. On parle de spectre de bande.
4.2. Spectroscopie d’absorption
La spectroscopie d’absorption est une technique très courante d’analyse. Elle permet d’obtenir des informations sur la composition et/ou la structure d’une molécule grâce à son spectre d’absorption.
4.2.1. Spectroscopie UV-visible
L’étude du spectre d’absorption dans le domaine UV-visible permet de détecter les insaturations (double ou triple liaison) présentes dans une molécule. Ces sites insaturés sont appelés des chromophores.
Exemple : Chromophore
OH O
Cl O
O N N
≈ 190 205 230 290 340
4.2.2.Spectroscopie IR
L’étude du spectre d’absorption dans le domaine IR permet d’identifier les groupes fonctionnels des molécules organiques.
Vocabulaire et convention: la transmittance mesure le pourcentage de lumière ayant traversé Le nombre d’onde σ est l’inverse de la longueur d’onde. Il s’exprime en cm-1 :
P1 Cours : La lumière émission et absorption Page 6 Application 9 : Compléter le tableau suivant
Groupe Longueur d’onde du max d’absorption Nombre d’onde du max d’absorption
-C=O 5,8
-O-H 3,0
Annexe pour la spectroscopie infrarouge :
Csp3 est un carbone lié à 4 autres atomes. Ex : la méthane CH4 Csp2 est un carbone lié à 3 autres atomes. Ex : l’éthylène
Csp est un carbone lié à 2 autres atomes. Ex : l’acide cyanhydrique
Liaison + environnement Nature Nbre d’onde (cm–1) Intensité (1)
Valence 2810 - 3000 F
Déformation 1365 - 1385 F
Valence 3000 – 3100 m
Déformation – CH = CH –
E 1000 - 950 Z 650 - 770
F m
(aromatique) Valence 3030 - 3080 m
(aldéhyde) Valence 2700 - 2900 m
Valence 3300 - 3310 m
O – H libres Valence 3580 - 3670 F
O – H (alcool avec liaison H) Valence 3200 - 3400 F
O – H (acide carboxylique) Valence 2500 - 3200 F
N – H (amines I : 2 bandes) Valence 3100 - 3500 m
N – H (amines II + imines : 1 bande) Valence 3100 - 3500 m
N – H (amides I : 2 bandes ; amides II : 1
bande) Valence 3100 - 3500 F
N – H (amides ou amines) Déformation dans le plan 1560 -1640 F ou m
C – C Valence 1000 - 1250 F
C = C Valence 1625 - 1680 m
C ≡ C Valence 2100 - 2250 F
C – O Valence 1050 -1450 F
C = O Aldéhydes + cétones Valence 1650 -1730 F
C = O acides Valence 1680 -1710 F
C = O esters Valence 1700 -1740 F
C = O anhydrides Valence (2 bandes) 1780 - 1840 F
C = O chlorures d'acide Valence 1770 - 1820 F
C = O amides Valence 1650- 1700 F
Toutes les fréquences de vibration de valence des C = O sont abaissées de 20 à 30 cm–1 si elles sont conjuguées.
C – N Valence 1000 - 1400 v
C = N Valence 1600 - 1680
C ≡ N Valence 2120 - 2260 f à m
C – F Valence 1000 - 1400 F
C – Cl Valence 700- 800 F
C – Br Valence 600 - 750 F
C – I Valence 500 - 600 F
P1 Cours : La lumière émission et absorption Page 7 Valence
1510- 1580 1325 - 1365
TF TF
P = O Valence 1250 - 1310 F
