La lumière se comporte tantôt comme une onde électromagnétique, tantôt comme un flux de photons, particules sans masse transportant chacune un quantum d’énergie. Ce double modèle explique notamment les spectres de raies des atomes.
Une question sur ce cours ?
ULU, le tuteur d’ULUMINE, t’aide à partir de ce cours.
Objectifs
- Utiliser la relation λ = c / ν et situer une radiation dans le spectre électromagnétique
- Calculer l’énergie d’un photon avec E = hν = hc / λ
- Interpréter les échanges d’énergie entre lumière et matière par la quantification des niveaux
- Exploiter un diagramme de niveaux d’énergie
1. Modèle ondulatoire
La lumière est une onde électromagnétique : elle se propage même dans le vide, à la célérité c = 299 792 458 m·s−1 (valeur exacte), soit environ 3,00 × 108 m·s−1.
λ =
| Domaine | Longueurs d’onde dans le vide (ordres de grandeur) |
|---|---|
| Rayons X et γ | inférieures à 10 nm environ |
| Ultraviolet | de 10 nm à 400 nm environ |
| Visible | de 400 nm (violet) à 800 nm (rouge) environ |
| Infrarouge | de 800 nm à 1 mm environ |
| Micro-ondes et ondes radio | au-delà de 1 mm |
2. Modèle particulaire : le photon
E = h × ν =
- Le photon n’a pas de masse ; il se déplace à la vitesse c dans le vide.
- Plus la longueur d’onde est courte, plus le photon est énergétique : un photon UV transporte plus d’énergie qu’un photon IR.
- Unité pratique : l’électronvolt, 1 eV = 1,602 176 634 × 10−19 J.
Photon de la raie jaune du sodium (λ = 589 nm)
- E = ≈ 3,38 × 10−19 J.
- En eV : ≈ 2,11 eV.
3. Quantification de l’énergie des atomes
L’énergie d’un atome est quantifiée : elle ne peut prendre que certaines valeurs E1, E2, E3… (niveaux d’énergie). Le niveau le plus bas est l’état fondamental, les autres sont des états excités.
- Émission : l’atome passe d’un niveau Ep à un niveau inférieur En en émettant un photon d’énergie Ep − En = hν.
- Absorption : l’atome absorbe un photon seulement si son énergie correspond exactement à l’écart entre deux niveaux.
- Chaque élément possède donc un spectre de raies caractéristique, qui permet de l’identifier (par exemple dans les étoiles).
Raie rouge de l’hydrogène
Pour l’hydrogène, En = − eV. Transition du niveau 3 au niveau 2 : ΔE = −1,51 − (−3,40) = 1,89 eV, soit 3,03 × 10−19 J.
- λ = = ≈ 6,56 × 10−7 m
λ ≈ 656 nm : raie rouge du spectre de l’hydrogène.
À retenir
- λ = ; visible entre 400 et 800 nm environ.
- Photon : E = hν = , h = 6,626 070 15 × 10−34 J·s.
- 1 eV = 1,602 176 634 × 10−19 J.
- Niveaux quantifiés : un photon émis ou absorbé a pour énergie l’écart entre deux niveaux.
Et maintenant, à toi !
Vérifie que tu as compris avec les exercices, puis révise avec la fiche.