L1-Tp de Chimie-Serie de Balmer

[invitee307e68c]

Bonjour,

J'étudie en L1 Science de l'ingénieur.
Je suis en train de travailler sur mon tp de chimie : Spectroscopie d’Émission de l'Atome, mais je m'y perds un peu...

Je cherche à comprendre pourquoi on ne peut qu'observer que la série de Balmer.

Je connais la formule : 1/lambda = cst de Rydberg [ 1 / n(1)² - n(2)² ] avec n(1)<n(2)
Je sais que la série de Balmer correspond à n=2.

Seulement je ne comprends pas ce qui signifie concrêtement "n" à part qu'il s'agit d'un nombre entier...
D'après mon cours, je sais que la série de Balmer est observable que dans le domaine du visible, mais je ne comprends pas pourquoi.

Voilà, si vous pourriez m'éclairer, ça serait sympa.

Merci d'avance.
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[mach3]

calcules la longueur d'onde lambda pour plusieurs valeurs de n(2) en prenant n(1)=2, qu'est-ce que tu en conclues?
La même chose pour n(1)=1 et n(1)>2, qu'est ce que tu en conlues?

un petit indice ici : http://fr.wikipedia.org/wiki/Spectre...agn%C3%A9tique

Pour n, il s'agit du niveau où se trouve l'électron dans l'atome d'hydrogène. Une raie d'émission correspond à l'énergie libérée par le passage d'un niveau n(2) à un autre n(1) plus bas.

m@ch3

[jeanne08]

je complète un peu ce qui t'a été indiqué par le post précédent ...

On parle de l’atome H uniquement . L’électron de l’atome H a une énergie E = - k/n^2 avec k une constante qui vaut 13,6 eV et n un nombre entier qui peut valoir 1,2 … infini
Il y a émission d’un photon quand l’électron passe du niveau n2 plus haut sur le niveau n1 plus bas ( n1<n2) et l’énergie du photon émis ( de longueur d’onde lambda) est hc/lambda = k( 1/n1^2 - 1/n2^2) d’où la formule de Rydberg : l/lambda = RH ( 1/n1^2 -1/n2^2)

[invitee307e68c]

Salut,

Merci à vous deux de m'avoir répondu.

@M@ch3 :
Pour mes premiers calculs, je m'aperçois que les longueurs d'ondes ne sont comprises que dans le domaine du visible. ( soit 400 à 750 nm)

Ensuite, quand n1=1 et n2>2, il s'agit là des UV. ( J'ai fais avec n2 = 3 )

Donc, on ne peut observer que la série de Balmer, car quelque soit le niveau que l'on prend de l'electron dans l'atome d'Hydrogène ( quand il est excité, et qu'il va se désexcité, et en conséquence perdre de l'énergie ) il se retrouvera toujours au niveau 2, et aura une longueur d'onde comprise dans le domaine du visible, soit entre, approximativement, 400 à 750 nm).

Est-ce correct scientifiquement parlant ?

Par ailleurs j'aurais une question qui peut paraître stupide mais je tente quand même, est-ce que il va finir par "tomber" au niveau 1 est donc être invisible à nos yeux ?

Ps : Merci pour ta définition très compréhensible.



@jeanne :
Merci de ta réponse.
Merci d'avoir compléter, je note sur ma feuille ces infos qui vont bientôt m'être utile je sens...


Merci à vous deux.

A bientôt.

[A voir en vidéo sur Futura]

[mach3]

"à nos yeux", c'est ça qui est important : nos yeux ne voient que le visible, un spectromètre en revanche voit bien plus loin, on a donc fini par les voir ces séries de Lyman (n1=1), de Paschen et au-dessus (n1=3 et plus).
Avant qu'on n'utilise un spectromètre pour aller voir dans l'UV ou l'infrarouge le spectre d'émission de l'hydrogène, on n'avait vu que celles qui étaient dans le visible, la série de Balmer, c'est pour cela qu'elle a été découverte en premier.
Avec un spectromètre on a pu voir le spectre complet de l'hydrogène : http://en.wikipedia.org/wiki/Hydrogen_spectral_series

m@ch3

[invitee307e68c]

Ok merci M@h3.

A ma question, pourquoi ne peut-on observer que la série de Balmer, ma réponse : on ne peut observer que la série de Balmer, car quelque soit le niveau que l'on prend de l'electron dans l'atome d'Hydrogène ( quand il est excité, et qu'il va se désexcité, et en conséquence perdre de l'énergie ) il se retrouvera toujours au niveau 2, et aura une longueur d'onde comprise dans le domaine du visible, soit entre, approximativement, 400 à 750 nm)
Est-elle correcte ?

Merci

[mach3]

non, ce n'est pas une bonne façon de le dire (cela montre implicitement que c'est pas encore ça niveau compréhension).

Quand l'hydrogène est chauffé, l'énergie que l'on communique aux atomes fait monter leur électron du niveau 1 à divers niveaux plus élevés. Les atomes d'hydrogène sont donc dans un état excité. Les électrons vont ensuite redescendre de niveaux en niveaux, mais de façon un peu aléatoire, par sauts plus ou moins grands, pour finir sur le niveau 1. Chacun des saut sera responsable d'une raie d'émission et la longueur d'onde de cette raie dépendra du niveau de départ (n(2)) et du niveau d'arrivée (n(1)) et on aura donc un spectre qui présentera toutes les raies possibles (c'est à dire tous les sauts possibles). Évidemment, certaines raies seront plus ou moins puissante, en fonction de la "facilité" du saut correspondant.

Donc lorsqu'on chauffe de l'hydrogène et qu'on observe son spectre dans le visible, on ne voit que les raies qui sont dans le visible (lapalissade...). Les sauts qui se terminent en n=1, sont tous dans l'UV, et ceux qui se terminent en n=3 ou plus sont dans l'IR ou encore plus lointain. Il se trouve que par contre on voit tous les sauts possibles vers le niveau n=2, car les raies correspondantes sont toutes dans le visible.
Il y aura bien des électrons qui atterriront en n=1, n=3 ou plus, mais comme on observe que les raies qui sont dans le visible, on ne voit que celles qui correspondent aux sauts vers le niveau 2.

m@ch3

[invitee307e68c]

Re,

Je te rassure j'avais compris, mais c'est en effet beaucoup mieux détaillé et compréhensible ta réponse... ( Je me l'écris pour moi dans mon cours, pour la lire et relire que ça soit encore plus clair )

Merci bien pour ton aide.