Les feux d’artifice. Leurs couleurs qui illuminent le ciel font briller les yeux de nos enfants. Et les nôtres, avouons-le. Derrière la magie, quelques réactions chimiques très simples. Les explications en vidéo de Maëlle Mosser, docteur en chimie à l’ENS de Lyon.
En Chine, les feux d’artifice auraient été inventés il y a près de 1.000 ans pour repousser démons et fantômes. En France, ils ont rapidement servi à célébrer des événements. Et pour leur donner les couleurs indispensables à créer une véritable ambiance de fête, on ajoute à la poudre, quelques métaux ou sels métalliques. Car après excitation par la chaleur, ceux-ci retrouvent leur état fondamental en émettant de la lumière colorée.
Pour reproduire l’expérience présentée dans la vidéo, il vous faudra réunir le matériel suivant :
- Coton.
- 4 coupelles de porcelaine.
- 1 grande pince.
- Allumettes.
- 1 grand bécher.
Ainsi que ces quelques produits dont certains sont à manipuler avec précaution :
Le protocole à suivre ensuite est le suivant :
Tremper des bouts de coton dans les solutions (chlorure de lithium, chlorure de cuivre, chlorure de sodium, éthanol pour faire un témoin), les placer sur des coupelles et allumer les flammes avec des allumettes. Utiliser le grand bécher pour pouvoir éteindre les flammes à la fin de la discussion.
Comment les métaux émettent-ils des couleurs ?
Dans un premier temps, les cations métalliques en solution sont atomisés en métal au degré d’oxydation 0. La flamme apporte de l’énergie à ces métaux, ce qui entraîne l’excitation de l’atome du niveau fondamental à son premier état excité. Le retour de l’atome à l’état fondamental s’effectue avec une émission de lumière. Selon le métal, la différence d’énergie entre ces deux niveaux atomiques varie et la longueur d’onde d’émission est donc différente, comme illustré ci-dessous pour le lithium et le sodium.
Pour retrouver les longueurs d’onde d’émission, on calcule λ à partir de la différence d’énergie avec la constante de Planckh = 6,62.10–34 J.s, la célérité de la lumière dans le vide c = 3.108 m.s–1, charge élémentaire e = 1,6.10–19 C :
Pour le lithium, on obtient :
Pour le sodium, on obtient :
En reportant ces longueurs d’onde sur le spectre de la lumière blanche dans le visible, on retrouve bien les couleurs observées pour les flammes de ces métaux.
Des feux d’artifice aux applications scientifiques
Les éléments des deux premières colonnes du tableau périodique (alcalins et alcalino-terreux), ainsi que certains autres métaux comme le cuivre, peuvent être excités par une flamme faiblement énergétique. Dans l’expérience, il s’agit de la flamme produite par la combustion de l’éthanol. Cette propriété est mise à profit pour la spectrophotométrie d’émission de flamme dans laquelle un échantillon contenant ces éléments métalliques est introduit dans une flamme. Les éléments métalliques sont atomisés dans la flamme et sont excités. L’émission lumineuse produite par leur retour à l’équilibre (désexcitation) est analysée par un photodétecteur afin d’identifier les éléments présents dans l’échantillon.
Cette méthode d’analyse est proche de la spectroscopie d’émission atomique qui nécessite quant à elle une source thermique beaucoup plus énergétique (plasma) pour parvenir à exciter la totalité des éléments de la classification périodique.
© Futura ENS de Lyon