Spectres d’émission
\( E_n = -\frac{13.6}{n^2} \text{ eV} \)
Énergie des niveaux quantifiés
Noyau
Exemple : Hydrogène
Raies visibles : Balmer série
n=3→n=2 : λ ≈ 656 nm (rouge)
n=4→n=2 : λ ≈ 486 nm (bleu-vert)
n=3→n=2 : λ ≈ 656 nm (rouge)
n=4→n=2 : λ ≈ 486 nm (bleu-vert)
Applications :
Identification des éléments
Analyse stellaire
Lampes spectrales
Analyse stellaire
Lampes spectrales
Structure atomique & Spectres
Électrons sur niveaux d'énergie
Absorption d'énergie → excitation
Retour à l'état fondamental → émission
Longueur d'onde spécifique pour chaque transition
Niveaux d'énergie
n=1 (fondamental) : -13.6 eV
n=2 : -3.4 eV
n=3 : -1.5 eV
n=∞ (ionisation) : 0 eV
Relation énergie-fréquence
\( E = h\nu = \frac{hc}{\lambda} \)
E : énergie du photon, h : constante de Planck
Conseils & Astuces
Les raies d'émission sont caractéristiques de chaque élément
Plus la différence d'énergie est grande, plus λ est courte
L'état fondamental est le plus stable
L'excitation nécessite absorption d'énergie
Spectroscope permet d'observer les raies
Erreurs Fréquentes
Erreur 1 :
Confondre spectre d'émission et d'absorption
Erreur 2 :
Croire que tous les électrons sont au même niveau
Erreur 3 :
Oublier que l'énergie est quantifiée
Exemples d'éléments
Sodium (Na) :
Doublet jaune intense ≈ 589 nm
Cuivre (Cu) :
Raies bleues-vertes caractéristiques
