1. Niveaux d'énergie: Les électrons dans un atome ne peuvent exister qu'à des niveaux d'énergie spécifiques, comme des étapes sur une échelle. Ces niveaux sont quantifiés, ce qui signifie qu'ils ne peuvent contenir que des quantités discrètes spécifiques d'énergie.
2. Excitation: Lorsqu'un atome absorbe l'énergie (par exemple, de la chaleur ou de la lumière), un électron peut passer à un niveau d'énergie plus élevé. Cet état excité est instable.
3. Dé-excitation: Pour revenir à son état fondamental stable, l'électron excité libère l'énergie absorbée sous forme de lumière. L'énergie de cette lumière correspond à la différence d'énergie entre les niveaux d'énergie supérieurs et inférieurs.
4. Différences d'énergie spécifiques: Chaque élément a un arrangement unique de niveaux d'énergie. Cela signifie que les différences d'énergie entre les niveaux sont uniques pour chaque élément, conduisant à l'émission de longueurs d'onde spécifiques (couleurs) de lumière.
5. Spectres: Lorsque la lumière émise par des atomes excités passe par un prisme, il se sépare en un motif unique de lignes colorées appelées spectre d'émission. Ce spectre agit comme une empreinte digitale, identifiant l'élément responsable de la lumière.
Exemple:
* sodium: Les atomes de sodium ont une différence d'énergie spécifique qui correspond à la région jaune du spectre visible. Ainsi, lorsque le sodium est chauffé, il émet une lumière jaune.
* hydrogène: Les atomes d'hydrogène émettent des couleurs de lumière spécifiques, telles que le rouge, le bleu-vert et le violet, en raison des différences énergétiques uniques entre ses niveaux d'énergie électronique.
Conclusion:
Les couleurs spécifiques de la lumière émises par différents atomes sont le résultat des différences d'énergie uniques entre leurs niveaux d'énergie électronique. Ce principe est le fondement de la spectroscopie, une technique utilisée pour identifier et analyser des éléments en fonction de leurs «empreintes digitales» spectrales.
