Tests à la flamme et niveaux d’énergie quantifiés pour la chimie HSC

Deux solutions salines limpides peuvent sembler presque identiques. Placez une boucle de fil métallique propre portant l’une d’elles dans une flamme bleue de bec Bunsen et elle peut produire un éclat jaune vif. Testez l’autre et vous pourriez voir du lilas à la place.

Avant d’aller plus loin, faites cette prédiction : si les électrons à l’intérieur des espèces métalliques pouvaient avoir n’importe quelle énergie, vous attendriez-vous à observer quelques couleurs caractéristiques, ou une gamme continue de couleurs ?

Vous vous attendriez à une gamme continue. Pourtant, certains ions métalliques produisent des couleurs de flamme caractéristiques. Cette observation mène à l’une des idées les plus importantes de la structure atomique : les énergies des électrons sont quantifiées.

01Pourquoi une flamme peut révéler les niveaux d’énergie

Commençons par ce que fait réellement la flamme.

Lorsqu’une petite quantité d’un sel métallique est placée dans une flamme chaude, le solvant s’évapore et le sel est fortement chauffé. L’énergie de la flamme est transférée aux particules formées à partir du sel.

Certains électrons absorbent cette énergie.

Un électron peut alors passer d’un état de plus basse énergie à un état de plus haute énergie. On appelle cela une excitation.

La configuration de plus haute énergie ne dure généralement pas longtemps. L’électron retourne vers un état de plus basse énergie, en libérant de l’énergie sous forme de rayonnement électromagnétique.

Si ce rayonnement a une longueur d’onde située dans le domaine visible, nous voyons une couleur.

La séquence fondamentale est la suivante :

1. La flamme fournit de l’énergie.
2. Un électron absorbe de l’énergie.
3. L’électron passe à un niveau d’énergie autorisé plus élevé.
4. L’électron retourne à un niveau plus bas.
5. La différence d’énergie est libérée sous forme de photon.

Le mot important est autorisé.

Les électrons ne peuvent pas posséder toutes les valeurs d’énergie possibles.

02Une énergie quantifiée signifie des « marches », pas une rampe

Imaginez un escalier.

Vous pouvez vous tenir sur la marche 2 ou sur la marche 3. Vous ne pouvez pas vous tenir sur la marche 2,63 en flottant d’une manière ou d’une autre entre les deux.

C’est un premier modèle utile des niveaux d’énergie électroniques. Les marches représentent les énergies autorisées. Monter l’escalier nécessite l’absorption d’énergie. Descendre l’escalier libère de l’énergie.

Cette analogie a une limite importante. Les niveaux d’énergie électroniques ne sont pas littéralement des étagères ou des anneaux physiques sur lesquels un électron se trouve. La mécanique quantique décrit les électrons à l’aide d’orbitales et de distributions de probabilité. L’escalier n’est qu’un modèle représentant le fait que leurs énergies sont discrètes.

Si vous avez besoin de revoir la façon dont les électrons sont répartis avant de continuer, consultez Configuration électronique pour la chimie HSC : atomes et ions.

Supposons qu’un électron passe entre deux niveaux d’énergies \(E_{\text{high}}\) et \(E_{\text{low}}\). L’énergie libérée est

\[ \Delta E = E_{\text{high}} - E_{\text{low}} \]

où \(\Delta E\) est la différence d’énergie en joules, J.

Cette énergie est émise sous forme de photon.

L’énergie du photon est

\[ E = hf = \frac{hc}{\lambda} \]

où :

• \(E\) est l’énergie du photon en joules, J
• \(h\) est la constante de Planck, \(6.626 \times 10^{-34}\ \text{J s}\)
• \(f\) est la fréquence en hertz, Hz
• \(c\) est la vitesse de la lumière, \(3.00 \times 10^8\ \text{m s}^{-1}\)
• \(\lambda\) est la longueur d’onde en mètres, m

Ainsi, l’écart d’énergie dans l’espèce émettrice détermine la longueur d’onde du photon.

Un écart d’énergie plus grand produit un photon de plus haute énergie. Les photons visibles de plus haute énergie ont des fréquences plus élevées et des longueurs d’onde plus courtes, vers l’extrémité bleue et violette du spectre visible.

Un écart plus petit produit un photon de plus basse énergie ayant une longueur d’onde plus grande, vers l’extrémité rouge.

Voici donc le lien :

niveaux d’énergie -> différence d’énergie -> énergie du photon -> longueur d’onde -> couleur observée

03Pourquoi différents ions métalliques donnent des couleurs différentes

Voici la prédiction essentielle.

Supposons que deux ions métalliques différents possèdent exactement le même ensemble de niveaux d’énergie électroniques. Que vous attendriez-vous à observer pour leur émission ?

Ils pourraient produire le même ensemble d’énergies de photons et donc les mêmes longueurs d’onde.

Cependant, des éléments différents ont des charges nucléaires différentes et des configurations électroniques différentes. Leurs énergies électroniques autorisées sont donc différentes. Les écarts entre leurs niveaux d’énergie le sont également.

Cela produit des longueurs d’onde d’émission caractéristiques différentes.

Lors d’un test à la flamme en milieu scolaire, les couleurs couramment observées comprennent :

Considérez ce tableau comme un guide expérimental, et non comme un ensemble de couleurs parfaitement fixes. Ce que vous voyez réellement dépend de la concentration, de la contamination, des conditions de la flamme et de votre propre perception des couleurs.

Un autre détail est utile. Deux sels contenant le même ion métallique donnent souvent des couleurs de flamme similaires. Le chlorure de sodium et le nitrate de sodium, par exemple, contiennent tous deux \(\mathrm{Na}^{+}\).

L’anion a changé, mais l’émission caractéristique du sodium demeure.

C’est pourquoi les tests à la flamme sont principalement utilisés comme preuve concernant le composant métallique du sel.

04Une seule couleur de flamme ne signifie pas une seule longueur d’onde

Il est tentant d’imaginer qu’une flamme de sodium produit une seule longueur d’onde jaune et rien d’autre.

C’est trop simpliste.

Un atome ou un ion peut posséder de nombreux niveaux d’énergie autorisés. Les électrons peuvent effectuer plusieurs transitions différentes, de sorte que plusieurs énergies de photons peuvent être émises.

Un spectroscope sépare la lumière émise selon sa longueur d’onde. Au lieu de voir une seule couleur de flamme résultant d’un mélange, vous observez une série de raies d’émission brillantes.

Chaque raie correspond à une énergie de photon particulière et donc à une différence d’énergie particulière.

Il s’agit d’une preuve plus solide de la quantification des niveaux d’énergie que la seule couleur de la flamme observée à l’œil nu.

Si les énergies électroniques formaient une gamme continue, on s’attendrait à une gamme continue d’énergies émises. Les raies discrètes montrent que seules certaines différences d’énergie se produisent.

05Qu’est-ce qui émet réellement la lumière ?

Pour la chimie HSC, il est utile de décrire un test à la flamme en considérant que les électrons des espèces métalliques absorbent de l’énergie, puis libèrent des photons lorsqu’ils passent à des niveaux d’énergie plus bas.

Dans une vraie flamme, il se produit un peu plus de chimie que cela.

La solution s’évapore d’abord. Le sel dissous est transformé en espèces gazeuses, et la température élevée peut produire un mélange contenant des atomes, des ions et d’autres petites espèces. L’espèce exacte qui émet dépend de l’élément et des conditions de la flamme.

Ainsi, des affirmations telles que « l’ion \(\mathrm{Na}^{+}\) rend la flamme jaune » constituent un raccourci utile pour identifier l’ion métallique initialement présent dans l’échantillon. Elles ne doivent pas être interprétées comme signifiant que seuls des ions \(\mathrm{Na}^{+}\) isolés existent dans la flamme.

La conclusion centrale reste inchangée : une émission caractéristique se produit parce que les électrons ne peuvent passer qu’entre certains états d’énergie autorisés.

06L’idée fausse la plus tentante : la couleur de la flamme vient de la chaleur

Un élève pourrait raisonner ainsi :

Une flamme chaude brille, alors peut-être que le sodium rend la flamme plus chaude et que le potassium la rend plus froide.

Cela semble plausible, mais ce raisonnement prédit le mauvais mécanisme.

Si la couleur était principalement déterminée par une modification de la température de la flamme due à l’échantillon, alors des substances à des températures similaires devraient présenter des couleurs similaires.

Or, différents sels métalliques placés dans la même flamme peuvent produire des couleurs caractéristiques différentes.

La flamme du bec Bunsen fournit l’énergie. La structure électronique de l’espèce métallique détermine les longueurs d’onde caractéristiques émises.

Il est également utile de distinguer deux types de production de lumière :

• Un objet chaud peut produire un large spectre thermique continu.
• Des atomes et ions excités peuvent produire des raies d’émission discrètes.

Un test à la flamme repose sur le second effet pour identifier les ions métalliques.

07Comment réaliser une investigation utile avec un test à la flamme

Un test à la flamme pratique paraît simple, ce qui est précisément la raison pour laquelle une technique négligente peut le compromettre.

Une investigation raisonnable utilise d’abord des solutions connues de sels métalliques, puis compare un échantillon inconnu à ces observations.

Une méthode typique est la suivante :

1. Allumez un bec Bunsen et réglez-le pour obtenir une flamme bleue non lumineuse.
2. Nettoyez une boucle de fil de nichrome ou de platine à l’aide d’acide chlorhydrique, conformément à la procédure de votre laboratoire.
3. Placez la boucle propre dans la flamme.
4. Vérifiez qu’elle ne produit aucune couleur de flamme perceptible.
5. Trempez la boucle dans une solution d’un sel métallique.
6. Placez l’échantillon dans la région chaude de la flamme.
7. Observez et notez la couleur de la flamme.
8. Nettoyez soigneusement la boucle avant de tester la solution suivante.
9. Répétez les mesures afin qu’une observation inhabituelle ne soit pas acceptée sur la base d’un seul essai.

L’ordre est important.

Si vous testez le sodium puis plongez directement la même boucle sale dans une solution de potassium, une petite quantité de sodium peut subsister. L’émission jaune du sodium est intense et peut masquer la couleur lilas beaucoup plus faible que vous cherchiez à observer.

Ce n’est pas un détail technique insignifiant. Cela peut modifier votre conclusion.

08Évaluer correctement l’investigation

Une évaluation ne devrait pas se contenter de dire qu’« une erreur humaine peut se produire ». Cette expression n’apporte presque aucune information.

Identifiez la faiblesse réelle, expliquez l’effet qu’elle pourrait avoir sur le résultat et proposez une amélioration qui cible précisément ce problème.

Contamination entre les échantillons

Problème : Des ions métalliques laissés sur le fil après un essai précédent peuvent se retrouver dans l’échantillon suivant ou dans la flamme.

Effet : La couleur observée peut contenir des émissions provenant de plusieurs métaux. La contamination par le sodium est particulièrement gênante, car son émission jaune peut être très intense.

Amélioration : Nettoyez soigneusement la boucle entre les échantillons et chauffez-la dans la flamme jusqu’à ce qu’aucune couleur caractéristique ne soit visible. Des boucles distinctes peuvent également être utilisées pour différentes solutions.

Une flamme jaune lumineuse du bec Bunsen

Problème : Fermer l’arrivée d’air provoque une combustion incomplète et produit des particules de carbone incandescentes.

Effet : La flamme paraît déjà jaune vif, ce qui rend un test au sodium difficile à distinguer et les autres couleurs plus difficiles à observer.

Amélioration : Utilisez une flamme bleue non lumineuse.

Des quantités d’échantillon différentes

Problème : Une boucle transporte beaucoup plus de solution qu’une autre.

Effet : Une couleur de flamme peut sembler beaucoup plus intense simplement parce qu’une plus grande quantité de matière émettrice est présente.

Amélioration : Utilisez la même boucle et une méthode de trempage constante. Maintenez les concentrations des solutions sous contrôle lorsque cela est possible.

Le jugement des couleurs est subjectif

Problème : Des termes tels que « rouge », « cramoisi » et « rouge orangé » dépendent de l’observateur et des conditions d’éclairage.

Effet : Des couleurs similaires peuvent être confondues, en particulier pour des échantillons inconnus.

Amélioration : Comparez directement les inconnus à des étalons connus dans les mêmes conditions. Mieux encore, utilisez un spectroscope afin de comparer les positions des longueurs d’onde plutôt que les noms des couleurs.

Le sodium peut masquer d’autres ions

Problème : Un mélange peut contenir une petite quantité de sodium en plus d’un autre ion.

Effet : L’émission jaune intense peut dominer ce que voit l’œil.

Amélioration : Utilisez une analyse spectroscopique pour distinguer les différentes longueurs d’onde. Dans certaines situations pratiques, un filtre bleu de cobalt peut réduire l’apparence du jaune du sodium et rendre l’émission lilas du potassium plus facile à observer, mais il ne transforme pas le test à la flamme en une mesure parfaitement sélective.

09La fiabilité, la validité et l’exactitude sont différentes

Ces termes sont souvent utilisés dans les comptes rendus de travaux pratiques comme s’ils signifiaient la même chose.

Ce n’est pas le cas.

Répéter un test à la flamme fortement contaminé peut le rendre plus fiable tout en laissant l’expérience invalide.

Par exemple, imaginez qu’une boucle contaminée par du sodium produise trois fois une flamme jaune lors du test du potassium. Ces résultats sont cohérents. Ils sont également trompeurs.

« Répétez trois fois » ne constitue donc pas, à lui seul, une évaluation complète.

10Que peut réellement prouver un test à la flamme ?

Un test à la flamme peut fournir des éléments indiquant qu’un ion métallique particulier est présent.

Il ne permet généralement pas de prouver avec certitude que l’ion est présent sur la seule base de la couleur.

Pourquoi ?

Premièrement, certaines couleurs sont similaires. Le lithium et le strontium produisent tous deux des couleurs rouges qui peuvent être difficiles à distinguer à l’œil.

Deuxièmement, les mélanges sont difficiles à analyser. Une émission intense peut en masquer une autre.

Troisièmement, une contamination peut créer une fausse couleur.

Quatrièmement, l’œil nu combine plusieurs longueurs d’onde en une seule couleur perçue.

Une conclusion solide serait donc formulée ainsi :

La flamme jaune observée est compatible avec la présence d’ions sodium.

Une conclusion scientifique moins rigoureuse serait :

La flamme jaune prouve que l’échantillon est du chlorure de sodium.

Le test à la flamme n’a pas identifié l’anion, et l’observation seule peut ne pas identifier le cation de manière unique.

11Les tests à la flamme comme preuves pour les modèles atomiques

Le résultat important d’un test à la flamme n’est pas le tableau des couleurs.

C’est le schéma qui se cache derrière ces couleurs.

Différents éléments produisent des longueurs d’onde d’émission particulières. Un spectroscope les sépare en raies discrètes plutôt qu’en un arc-en-ciel continu.

Tout modèle atomique utile doit donc expliquer deux observations :

• les électrons ne peuvent pas posséder n’importe quelle énergie
• les différents éléments possèdent différents ensembles d’énergies autorisées

Le modèle de Bohr a introduit l’idée de niveaux d’énergie discrets. Il a été particulièrement efficace pour l’hydrogène.

Des modèles quantiques plus avancés remplacent les simples orbites électroniques circulaires par des orbitales. En chimie HSC, la notation spdf et les électrons de valence fournissent le niveau suivant de cette description.

Le modèle simple de l’escalier reste utile, mais l’image détaillée de cet escalier devient beaucoup plus riche.

12Questions et solutions

Question 1

Un élève teste un échantillon propre et observe une flamme jaune intense. Les ions métalliques possibles sont \(\mathrm{Na}^{+}\), \(\mathrm{K}^{+}\) et \(\mathrm{Cu}^{2+}\).

Quel ion est le plus compatible avec cette observation ? Expliquez l’observation à l’aide des niveaux d’énergie électroniques.

Solution 1

L’ion le plus compatible avec l’observation est \(\mathrm{Na}^{+}\).

Les composés du sodium produisent de manière caractéristique une flamme jaune intense dans les conditions habituelles d’un test à la flamme.

L’énergie fournie par la flamme excite les électrons des espèces contenant du sodium vers des états d’énergie autorisés plus élevés. Lorsque les électrons retournent vers des états de plus basse énergie, des photons sont émis.

Les énergies des photons satisfont à

\[ \Delta E = hf = \frac{hc}{\lambda} \]

Seules certaines différences d’énergie sont autorisées, donc seules certaines longueurs d’onde sont émises. Les fortes émissions visibles du sodium se situent dans la région jaune, ce qui produit la couleur observée.

La couleur de la flamme constitue une preuve compatible avec la présence de sodium, plutôt qu’une preuve absolue fondée uniquement sur la couleur.

Question 2

Un élève teste du chlorure de sodium, \(\ce{NaCl}\), et du nitrate de sodium, \(\ce{NaNO3}\). Les deux produisent des flammes jaunes très similaires.

Un autre élève affirme que le test à la flamme doit donc identifier les ions chlorure et nitrate.

Expliquez pourquoi cette conclusion est incorrecte.

Solution 2

La conclusion est incorrecte parce que l’espèce commune aux deux échantillons est l’ion sodium, \(\mathrm{Na}^{+}\), et non l’anion.

Les deux composés contiennent des anions différents :

\[ \mathrm{Cl}^{-} \]

et

\[ \ce{NO3-} \]

mais ils contiennent tous deux \(\mathrm{Na}^{+}\).

Leurs couleurs de flamme caractéristiques similaires fournissent donc des éléments indiquant que l’émission importante est associée à l’espèce métallique dérivée du sodium.

L’erreur tentante consiste à supposer que toutes les parties d’un composé contribuent de manière égale à la couleur visible de la flamme. Dans les tests à la flamme qualitatifs ordinaires, la couleur caractéristique sert principalement à identifier le cation métallique.

Le résultat ne permet pas non plus de distinguer le chlorure de sodium du nitrate de sodium. Un autre test serait nécessaire pour identifier l’anion.

Question 3

Une raie d’émission provenant d’un échantillon métallique chauffé a une longueur d’onde de \(520\ \text{nm}\).

Calculez l’énergie d’un photon. Une deuxième raie apparaît à \(680\ \text{nm}\). Sans calculer son énergie exacte, indiquez quelle raie correspond à la plus grande variation d’énergie électronique et expliquez pourquoi.

Solution 3

Le photon de \(520\ \text{nm}\) possède une énergie d’environ \(3.82 \times 10^{-19}\ \text{J}\), et il correspond à la plus grande variation d’énergie.

Convertissez d’abord la longueur d’onde :

\[ 520\ \text{nm} = 5.20 \times 10^{-7}\ \text{m} \]

Utilisez

\[ E = \frac{hc}{\lambda} \]

et remplacez les grandeurs par leurs valeurs :

\[ E = \frac{(6.626 \times 10^{-34}\ \text{J s})(3.00 \times 10^8\ \text{m s}^{-1})} {5.20 \times 10^{-7}\ \text{m}} = 3.82 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

Par conséquent,

\[ E = 3.82 \times 10^{-19}\ \text{J par photon} \]

La raie de \(520\ \text{nm}\) correspond à une plus grande variation d’énergie que celle de \(680\ \text{nm}\).

Puisque

\[ E = \frac{hc}{\lambda} \]

l’énergie du photon est inversement proportionnelle à la longueur d’onde. La longueur d’onde plus courte de \(520\ \text{nm}\) doit donc correspondre à une énergie de photon plus élevée et à une différence plus grande entre les niveaux d’énergie électroniques.

Question 4

Un élève effectue des tests à la flamme dans l’ordre suivant :

1. solution de sodium
2. solution de potassium
3. solution de calcium

La boucle de fil est plongée dans de l’acide chlorhydrique entre les échantillons, mais l’élève ne chauffe pas la boucle pour vérifier qu’elle est propre. Les trois échantillons semblent jaunes.

L’élève répète l’ensemble de la procédure trois fois et obtient le même résultat à chaque fois.

Évaluez l’investigation. Votre réponse doit distinguer la fiabilité de la validité et proposer une amélioration utile.

Solution 4

L’investigation peut être reproductible, mais les éléments obtenus ne sont pas suffisamment valides pour étayer la conclusion selon laquelle les trois échantillons contiennent du sodium.

Obtenir trois fois le même résultat jaune fournit certains éléments en faveur de la fiabilité, car l’observation est cohérente.

Cependant, la procédure présente un sérieux problème de contamination. Le simple fait de plonger la boucle dans de l’acide chlorhydrique ne démontre pas que tous les résidus de sodium ont été éliminés. Comme le sodium produit une émission jaune très intense, même une petite quantité transportée vers les essais suivants pourrait masquer la flamme lilas attendue du potassium ou la flamme rouge orangé du calcium.

Cela compromet la validité, car l’investigation ne modifie plus uniquement l’échantillon métallique prévu. Les résidus provenant de l’échantillon précédent sont devenus une variable non contrôlée.

Une amélioration utile consiste à nettoyer la boucle puis à la chauffer dans la flamme avant chaque échantillon. La boucle ne doit produire aucune couleur de flamme caractéristique avant de tester la solution suivante.

L’utilisation de boucles propres séparées pour les différents échantillons réduirait encore davantage la contamination croisée.

Le piège important consiste à supposer que des résultats répétés doivent nécessairement être corrects. Une erreur systématique peut se produire de manière constante ; répéter la même méthode défectueuse peut donc produire des données très cohérentes mais trompeuses.

Question 5

Une solution inconnue produit une forte flamme jaune lorsqu’elle est observée à l’œil nu. Un élève conclut :

La solution contient des ions sodium et aucun autre ion métallique.

On utilise ensuite un spectroscope. De fortes raies jaunes du sodium sont présentes, mais plusieurs raies plus faibles correspondent également à un spectre de référence du potassium.

Évaluez la conclusion initiale de l’élève et expliquez pourquoi les deux observations ne sont pas contradictoires.

Solution 5

La conclusion de l’élève selon laquelle le sodium est le seul ion métallique présent n’est pas justifiée.

La forte flamme jaune constitue une bonne preuve de la présence de sodium. Cependant, un test à la flamme observé à l’œil nu ne révèle pas de manière fiable toutes les espèces émettrices présentes dans un mélange.

L’émission du sodium est extrêmement intense et peut dominer la couleur perçue de la flamme. Le potassium peut donc être présent même si sa contribution lilas est difficile à voir.

Le spectroscope fournit des informations plus détaillées parce qu’il sépare le rayonnement émis selon la longueur d’onde. Au lieu de combiner toutes les longueurs d’onde en une seule couleur perçue, il révèle des raies d’émission individuelles.

Les observations sont donc compatibles :

• l’œil détecte principalement le jaune intense du sodium
• le spectroscope détecte à la fois les émissions du sodium et les émissions plus faibles du potassium

L’hypothèse implicite dans le raisonnement de l’élève était que « je ne vois qu’une seule couleur » signifie « un seul métal est présent ». Cette hypothèse ne fonctionne pas pour les mélanges.

Question 6

Un modèle simplifié d’une espèce émettrice contient les niveaux d’énergie autorisés suivants :

\[ E_0 = 0 \]

\[ E_1 = 2.10 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

\[ E_2 = 4.90 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

Supposez que les électrons puissent effectuer des transitions descendantes entre n’importe quelle paire de ces niveaux.

Déterminez les trois énergies de photons possibles. Calculez ensuite la longueur d’onde produite par la transition de \(E_2\) à \(E_1\).

Chaque transition possible produirait-elle nécessairement une couleur de flamme visible ?

Solution 6

Les énergies de photons possibles sont \(2.10 \times 10^{-19}\ \text{J}\), \(2.80 \times 10^{-19}\ \text{J}\) et \(4.90 \times 10^{-19}\ \text{J}\). La transition de \(E_2\) à \(E_1\) produit une lumière dont la longueur d’onde est d’environ \(710\ \text{nm}\), et toutes les transitions possibles ne sont pas nécessairement visibles.

Pour la transition \(E_1 \to E_0\) :

\[ \Delta E = 2.10 \times 10^{-19} - 0 = 2.10 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

Pour \(E_2 \to E_1\) :

\[ \Delta E = 4.90 \times 10^{-19} - 2.10 \times 10^{-19} = 2.80 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

Pour \(E_2 \to E_0\) :

\[ \Delta E = 4.90 \times 10^{-19} - 0 = 4.90 \times 10^{-19}\ \text{J} \]

Pour la transition \(E_2 \to E_1\),

\[ \lambda = \frac{hc}{E} \]

donc

\[ \lambda = \frac{(6.626 \times 10^{-34}\ \text{J s})(3.00 \times 10^8\ \text{m s}^{-1})} {2.80 \times 10^{-19}\ \text{J}} = 7.10 \times 10^{-7}\ \text{m} \]

Par conséquent,

\[ \lambda = 710\ \text{nm} \]

ce qui se situe près de l’extrémité rouge du spectre visible.

Toutes les transitions possibles ne produisent pas nécessairement de lumière visible. Un photon peut avoir une longueur d’onde située dans le domaine infrarouge ou ultraviolet, ou une émission peut être trop faible pour contribuer de façon perceptible à la couleur de la flamme observée.

C’est pourquoi « aucune couleur visible intense » ne signifie pas qu’« aucune transition électronique ne s’est produite ». Un détecteur capable de mesurer des longueurs d’onde au-delà de ce que l’œil humain peut voir peut révéler des informations qu’une observation de la couleur de la flamme ne permet pas de détecter.

13Vers quoi cette idée mène ensuite

Un test à la flamme transforme une affirmation abstraite sur la quantification de l’énergie en une prédiction observable : certaines substances émettent certaines longueurs d’onde parce que leurs électrons présentent certaines différences d’énergie autorisées.

La question suivante est plus détaillée. Pourquoi différents atomes possèdent-ils précisément ces niveaux d’énergie ?

Cela vous fait passer de l’image simple de niveaux discrets inspirée du modèle de Bohr aux configurations électroniques, aux sous-couches et aux orbitales. Lorsque vous savez relier un spectre d’émission à la répartition des électrons, les tests à la flamme cessent d’être un exercice de mémorisation des couleurs et deviennent des preuves concernant la structure atomique.