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Couleur des espèces chimiques

La couleur des éléments chimiques est une propriété physique qui provient généralement de l'excitation d'électrons à la suite d'une absorption d'énergie. La substance éclairée par un illuminant absorbe certaines longueurs d'onde, et en réfléchit d'autres, ce qui lui donne sa couleur.

L'étude de la structure des espèces chimiques par l'absorption et le relâchement d'énergie est appelée spectroscopie.

Théorie

Spectre ultraviolet-visible d'une molécule qui apparaît orange dans le N,N-diméthylformamide

Tous les atomes et molécules sont capables d'absorber et de relâcher de l'énergie sous la forme de photons avec un changement d'état quantique. La quantité d'énergie absorbée ou relâchée correspond à la différence des énergies des deux états quantiques. Dans le cas de l'émission d'énergie visible par l’œil humain (spectre visible), les photons émis sont accompagnés en général d'un changement au niveau de l'orbitale atomique ou moléculaire.

La perception des couleurs dans la vision humaine distingue la répartition des énergies lumineuses dans le spectre visible. La vision des humains, comme celle des autres animaux, produit d'une adaptation au milieu, n'analyse pas rigoureusement le spectre. Il n'y a que trois types de récepteurs dans la rétine, et des spectres de rayonnenment très différents peuvent donner lieu à la même perception de couleur. Par exemple, un humain ne peut distinguer un jaune légèrement mélangé de blanc, comme celui qu'on voit dans l'arc-en-ciel, d'un mélange de deux lumières monochromatiques, l'une verte, l'autre rouge, en proportions appropriées. On parle de couleurs métamères[1].

On a des indications beaucoup plus précises sur la nature chimique d'un produit en examinant le rayonnement qu'il renvoie non pas en trois bandes, comme l'œil humain, mais en une trentaine ou plus et sans se limiter aux rayonnements visibles, comme on le fait en spectroscopie ultraviolet-visible.

Couleur par catégorie

La plupart des molécules inorganiques (comme le chlorure de sodium) et des molécules organiques (comme l'éthanol) sont incolores. Les métaux de transition sont souvent colorés en raison des transitions d'électrons entre différents niveaux d'énergie. Les composés organiques ont tendance à être colorés lorsqu'ils contiennent une conjugaison. Par exemple, le lycopène est un exemple d'élément avec une forte conjugaison (onze liaisons doubles conjuguées) ce qui lui confère une couleur rouge intense (le lycopène est responsable de la couleur rouge des tomates). Les complexes de transfert de charge ont tendance à avoir des couleurs vives pour différentes raisons.

Exemples

Ions en solution aqueuse

Nom Formule Couleur
Métaux alcalins M+ Incolore
Métaux alcalino-terreux M2+ Incolore
Scandium(III) Sc3+ Incolore
Titane(III) Ti3+ Violet
Titane(IV) Ti4+ Incolore
Oxyde de titane(II) TiO2+ Incolore
Vanadium(II) V2+ Lavande
Vanadium(III) V3+ Gris foncé/vert
Oxyde de vanadium(II) VO2+ Bleu
Hypovanadate V4O92− Marron
Dioxyde de vanadium VO2+ Jaune
Trioxyde de vanadium VO3 Incolore
Orthovanadate VO43− Incolore
Chrome(III) Cr3+ Bleu-vert-gris
Acide chromique CrO42− Jaune
Dichromate Cr2O72− Orange
Manganèse(II) Mn2+ Rose très clair
Manganate(VII) (permanganate) MnO4 Violet intense
Manganate(VI) MnO42− Vert foncé
Manganate(V) MnO43− Bleu intense
Fer(II) Fe2+ Vert très pâle
Fer(III) Fe3+ Violet très pâle/marron
Chlorure de fer(III) tétraédrique FeCl4 Jaune/marron
Cobalt(II) Co2+ Rose
Complexe aminé de cobalt(III) Co(NH3)63+ Jaune/orange
Nickel(II) Ni2+ Vert clair
Complexe aminé de nickel(II) Ni(NH3)62+ Lavande/bleu
Complexe aminé de cuivre(I) Cu(NH3)2+ Incolore
Cuivre(II) Cu2+ Bleu
Complexe aminé de cuivre(II) Cu(NH3)42+ Bleu
Tétrachlorure de cuivre(II) CuCl42− Jaune-vert
Zinc(II) Zn2+ Incolore
Argent(I) Ag+ Incolore
Argent(III) avec de l'acide nitrique Ag3+ Marron foncé

Il est important de noter cependant que les couleurs des espèces varient en fonction de leur état chimique et des espèces avec lesquelles elles sont combinées. Par exemple, le vanadium(III) : VCl3 a une teinte rougeâtre, alors que V2O3 apparaît noir[2].

Sels

Prévoir la couleur d'une molécule est particulièrement complexe. Par exemple, le chlorure de cobalt est rose s'il est hydraté et bleu sinon. De même, l'oxyde de zinc est blanc mais devient jaune à haute température.

Nom Formule Couleur Photo
Sulfate de cuivre(II) anhydre CuSO4 Blanc Anhydrous copper(II) sulfate
Sulfate de cuivre(II) hydraté CuSO4 Bleu Large crystals of copper sulfate
Benzoate de cuivre(II) C14H10CuO4 Bleu Powdered copper benzoate
Chlorure de cobalt(II) anhydre CoCl2 Bleu intense Cobalt(II) chloride
Chlorure de cobalt(II) hydraté CoCl2 Rose/Magenta Cobalt(II) chloride hexahydrate
Chlorure de manganèse(II) hydraté
MnCl2 Rose Manganese(II) chloride tetrahydrate
Chlorure de cuivre(II) hydraté CuCl2 Bleu-vert copper(II) chloride dihydrate
Chlorure de nickel(II) hydraté NiCl2 Vert Nickel(II) chloride hexahydrate
Iodure de plomb(II) PbI2 Jaune Lead(II) iodide

Couleur à la flamme

Un test de flamme, appelé aussi test à la flamme, consiste à introduire un échantillon de l'élément ou du composé à analyser dans une flamme, non lumineuse et à haute température, puis à observer la couleur obtenue. On détecte la présence de certains ions métalliques, basé sur les caractéristiques des spectres d'émission de chaque élément.

Annexes

Articles connexes

Références

    1. Richard Gregory, Eye and Brain : The psychology of seeing, Princeton University Press, , 5e éd. ;
      Richard Langton Gregory, L'œil et le cerveau : la psychologie de la visionEye and Brain: The Psychology of Seeing »], De Boeck Université, (1re éd. 1966).
    2. http://www.sanjuan.edu/webpages/dkrenecki/files/ColorsofSubstances2.pdf
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