La lumière des atomes et les niveaux d'énergie

Tu as sûrement déjà vu un feu d'artifice : le 14 juillet à Paris, le soir de la fête nationale à Dakar, ou pour le Nouvel An à Abidjan ou à Conakry. Tu as remarqué que certaines gerbes sont rouges, d'autres vertes, d'autres bleues. Ces couleurs ne viennent pas d'une peinture : elles sont fabriquées par des atomes. Dans cette leçon, tu vas comprendre comment. C'est une porte d'entrée vers une idée centrale de la chimie moderne : les électrons d'un atome n'ont pas n'importe quelle énergie. Cette idée te servira dans tout le reste du parcours.

Dans la poudre d'une fusée, les artificiers glissent des sels de métaux. L'explosion porte ces sels à très haute température, et des atomes ou de petites molécules qui contiennent le métal se mettent à briller. Chaque métal a sa teinte : le strontium pour le rouge, le baryum pour le vert, le sodium pour un jaune si vif qu'une trace suffit à couvrir les autres couleurs, et le cuivre pour le bleu. Les bleus francs sont plus rares dans le ciel que les rouges : la petite molécule de cuivre qui émet le bleu se défait si la flamme chauffe trop, et l'artificier doit doser sa composition avec soin. Retiens l'essentiel : la couleur trahit l'élément, comme une signature, et on va voir d'où elle vient.

Fais passer la lumière du soleil à travers un prisme ou une goutte d'eau : tu obtiens un arc-en-ciel continu, toutes les couleurs à la suite. Fais la même chose avec la lumière d'un élément chauffé, par exemple de l'hydrogène dans un tube à décharge : tu n'obtiens que quelques raies fines, séparées par du noir. C'est ce qu'on appelle un spectre de raies. Chaque élément a les siennes, toujours aux mêmes endroits, comme une empreinte digitale. Les astronomes lisent la même empreinte à l'envers : dans la lumière d'une étoile, de fines raies noires montrent les atomes qui absorbent ces mêmes couleurs, et disent de quoi l'étoile est faite.

Pourquoi des raies et pas un arc-en-ciel ? Parce que l'électron d'un atome ne peut pas avoir n'importe quelle énergie. Imagine un escalier : tu peux te tenir sur la première marche ou sur la deuxième, mais pas entre les deux. Une rampe, au contraire, permet toutes les hauteurs. L'énergie de l'électron ressemble à l'escalier : elle ne prend que certaines valeurs. On dit qu'elle est quantifiée. Le niveau le plus bas s'appelle l'état fondamental : c'est là que se trouve l'électron quand l'atome est tranquille. Les niveaux au-dessus sont des états excités.

Chauffe un atome, et l'un de ses électrons reçoit de quoi grimper sur une marche plus haute. Il n'y reste qu'un très court instant. Quand il retombe, l'énergie de la marche ne disparaît pas : elle part sous la forme d'un photon, un grain de lumière dont l'énergie vaut exactement la hauteur de la chute. La relation de Planck relie cette énergie à la lumière : elle vaut h fois nu, la fréquence, ou h fois c divisé par lambda, la longueur d'onde. Ici, h est la constante de Planck, environ six virgule six fois dix puissance moins trente-quatre joule seconde, et c la vitesse de la lumière. Une grande chute donne un photon très énergétique, de courte longueur d'onde, bleu ou violet ; une petite chute donne un photon rouge. Les marches n'ayant pas la même hauteur d'un élément à l'autre, chacun émet ses propres couleurs.

En 1913, le physicien danois Niels Bohr propose pour l'hydrogène un modèle où l'électron ne peut occuper que certains niveaux, numérotés n égal un, deux, trois. L'énergie du niveau n vaut moins treize virgule six électronvolts divisé par n au carré ; le signe moins dit que l'électron est retenu par le noyau. Tu peux vérifier ce modèle de deux façons. Au niveau un, il faut treize virgule six électronvolts pour libérer l'électron, et c'est bien l'énergie d'ionisation mesurée de l'hydrogène. Et la chute du niveau trois au niveau deux libère un photon de six cent cinquante-six nanomètres, la raie rouge de son spectre. Mais Bohr imagine des orbites circulaires bien tracées, et cette image ne tient pas pour les atomes plus lourds. Le modèle quantique l'a remplacée par des orbitales, en gardant l'escalier des énergies.

Tu n'as pas besoin d'attendre un feu d'artifice pour voir ce phénomène. Les anciens lampadaires au sodium, encore présents dans certaines villes, donnent cette lumière jaune orangé si particulière : ce sont des atomes de sodium excités par le courant électrique. Les enseignes au néon brillent en rouge orangé pour la même raison, avec des atomes de néon. Chaque fois, un courant ou une flamme fait monter des électrons, et leur descente produit des couleurs précises. Quand tu verras ces lumières, pense aux marches de l'escalier.

Retiens trois idées. Premièrement, un élément chauffé émet des raies précises, qui lui servent d'empreinte. Deuxièmement, l'électron ne peut occuper que des niveaux d'énergie précis : l'énergie est quantifiée, comme les marches d'un escalier. Troisièmement, quand l'électron descend d'un niveau à un autre, il émet un photon dont l'énergie est égale à l'écart entre les deux niveaux, et cet écart fixe la couleur. Le modèle de Bohr suffit pour l'hydrogène ; pour les autres atomes, il faut des orbitales. C'est l'objet de la prochaine leçon, où tu vas apprendre à placer les électrons dans un atome.