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Sauter à un chapitre clé
Fig. 1 - Une percussion haute traditionnelle.
Maintenant, remplace le levier de la percussion haute par une molécule et son palet par un électron. Si tu fournis à un électron la bonne quantité d'énergie, il passe d'un niveau d'énergie à un autre niveau plus élevé. Plus tu apportes d'énergie, plus le saut de l'électron est important.
Le processus de passage d'un niveau d'énergie à un autre est connu sous le nom de transition électronique. Dans cet article, nous allons tout apprendre sur les transitions électroniques, leurs types et la façon dont nous les utilisons pour analyser les mélanges et les solutions en spectroscopie.
- Cet article est consacré aux transitions électroniques en chimie.
- Nous commencerons par définir la transition électronique avant d'en examiner les quatre différents types.
- Ensuite, nous explorerons l'ordre énergétique des transitions électroniques à l'aide d'un simple diagramme.
- Après cela, nous apprendrons comment calculer le changement d'énergie associé à une certaine transition électronique à l'aide de la formule de transition électronique.
- Enfin, nous verrons comment nous utilisons les transitions électroniques, parallèlement aux transitions moléculaires de vibration et de rotation, pour analyser les mélanges et les solutions en spectroscopie.
Définition de la transition électronique
C'est le moment que tu attendais. Tu as fait la queue et payé ta cotisation ; il est maintenant temps de passer à l'action. Tu soulèves le lourd marteau et le fais s'écraser sur le levier, puis tu regardes le palet monter le long de la colonne. Un mètre, deux, puis trois - atteint-il le sommet ?
Le mouvement du palet vers le haut de la colonne, sautant d'une hauteur à l'autre, est comme une transition électronique en chimie.
Latransition électronique est le nom du processus qui a lieu lorsqu'un électron est excité d'un niveau d'énergie à un autre.
Explorons cela plus en détail.
Lorsque tu fais briller des ondes électromagnétiques sur un atome ou une molécule, tu lui fournis de l'énergie sous forme de photons. Les électrons peuvent absorber l'énergie de ces photons et l'utiliser pour passer d'une enveloppe électronique ou d'une orbitale moléculaire, appelée niveau d'énergie, à une autre. Cette deuxième enveloppe électronique ou orbitale moléculaire est un niveau d'énergie beaucoup plus élevé que le premier.
- Lorsque l'électron se trouve dans le premier niveau d'énergie, plus bas, on dit qu'il est dans son état fondamental.
- Lorsque l'électron se trouve dans le deuxième niveau d'énergie, plus élevé, on dit qu'il est dans son état excité.
Chaque couche d'électrons a un niveau d'énergie fixe. Par conséquent, un saut d'une coquille d'énergie à une autre nécessite une certaine quantité d'énergie. L'énergie d'une onde électromagnétique dépend de sa longueur d'onde, et donc certaines transitions électroniques nécessitent certaines quantités d'énergie et absorbent certaines longueurs d'onde de la lumière.
Nous pouvons utiliser la technique analytique de la spectroscopie pour tracer un graphique de la lumière absorbée par un atome, une molécule ou une solution, en séparant les ondes lumineuses par leur longueur d'onde. Ce graphique est appelé spectre. Nous pouvons ensuite utiliser le spectre pour calculer l' énergie absorbée par l'atome, la molécule ou la solution, et en déduire les transitions électroniques qui ont eu lieu.
- Le pluriel de spectre est spectres - un spectre, deux spectres.
- Seuls les électrons de l'enveloppe externe peuvent être excités et changer de niveau d'énergie. Cependant, ces électrons peuvent être liés ou non liés. En revanche, les électrons de l'enveloppe interne ne peuvent pas être excités de cette façon - ils sont trop stables et préfèrent rester en place.
- Remarque : nous utiliserons les termes photon, onde lumineuse et rayonnement pour désigner toutes les formes d'ondes duspectre électromagnétique.
Types de transition électronique
Nous avons mentionné que les électrons de l'enveloppe extérieure, liés ou non, peuvent être excités par des ondes électromagnétiques. Ces électrons se trouvent dans différentes orbitales moléculaires :
- Lesélectrons non liés se trouvent dans des orbitales moléculaires non liées, représentées par la lettre n.
- Les électrons liés peuvent être des électrons sigma ou pi. Ces électrons se trouvent dans des orbitales moléculaires liantes ou des orbitales moléculaires antiliantes
- Les orbitalesde liaison sigma sont représentées par le symbole σ, tandis que les orbitales de liaison pi prennent le symbole π.
- De même, les orbitales antiliantes sont représentées en utilisant respectivement σ* et π*.
Les orbitalesliantes sont moins énergétiques que les orbitales non liantes. Ces dernières sont à leur tour plus faibles en énergie que les orbitales antiliantes. Tu peux voir les niveaux d'énergie relatifs des différentes orbitales moléculaires dans le diagramme ci-dessous :
Fig. 2 - Diagramme montrant les niveaux d'énergie relatifs et l'ordre des orbitales moléculaires non liantes, liantes et antiliantes.
Lorsqu'il s'agit de transitions électroniques, les électrons sautent toujours d'une orbitale liante ou non liante à une orbitale antiliante. Ainsi, les orbitales liantes et non liantes forment l'état fondamental, et les orbitales antiliantes forment l'état excité. On obtient ainsi quatre types distincts de transitions électroniques, qui varient en fonction des orbitales moléculaires impliquées :
- σ → σ*
- n → σ*
- π → π*
- n → π*
Considérons maintenant l'ordre énergétique de ces différentes transitions électroniques.
Ordre énergétique des transitions électroniques
Reporte-toi au diagramme montrant les niveaux d'énergie relatifs des orbitales moléculaires liantes, non liantes et antiliantes. Sauter d'un niveau d'énergie à un autre nécessite de l'énergie, et comme tu t'y attends, l'énergie requise est égale à la différence d'énergie entre les deux niveaux. Par conséquent, les quatre différents types de transitions électroniques nécessitent des quantités d'énergie différentes.
Diagramme des niveaux d'énergie des transitions électroniques
Tu peux voir l'ampleur de l'énergie associée à chaque type de transition électronique dans le diagramme suivant :
Fig. 3 - Diagramme montrant l'énergie associée aux quatre types de transitions électroniques.
Nous pouvons ordonner les transitions électroniques en fonction de l'énergie qui leur est associée :
Fig. 4 - Tableau montrant l'ordre énergétique des transitions électroniques.
Rappelle-toi que l' énergie associée à une transition électronique est la différence d'énergie entre l' état fondamental et l'état excité.
Formule des transitions électroniques
Ainsi, les transitions σ → σ* nécessitent plus d'énergie que, par exemple, les transitions n → π*. Peut-on le montrer de manière quantitative ? La réponse est oui - à l'aide d'une formule pour les transitions électroniques.
Rappelle-toi que les transitions électroniques se produisent lorsque les électrons de l'enveloppe extérieure absorbent l'énergie des photons du rayonnement électromagnétique. L 'énergie du photon absorbé est égale à la différence d'énergie entre l'état fondamental de l'électron et son état excité. Le rayonnement électromagnétique existe sur un vaste spectre, et l'énergie du photon est liée à sa longueur d'onde. Par conséquent, les différentes transitions électroniques absorbent des radiations de longueurs d'onde différentes.
- Plus la longueur d'onde du rayonnement est courte, plus son énergie est élevée.
- Plus la longueur d'onde du rayonnement est grande, plus son énergie est faible.
- Par exemple, cela signifie que les transitions σ → σ* absorbent les radiations avec une longueur d'onde plus courte que, disons, les transitions n → π*.
Nous pouvons utiliser la spectroscopie pour connaître l'énergie du rayonnement absorbé par une molécule, un atome ou une solution afin de déterminer l'énergie de ses transitions électroniques, en examinant les spectres que cette technique produit. Les spectres indiquent la longueur d'onde des ondes lumineuses absorbées. La longueur d'onde et l'énergie des rayonnements électromagnétiques sont liées par une formule simple :
$$E=h\frac{c}{\lambda}$$
Ici :
- E est l'énergie du rayonnement, en joules, J.
- h est la constante de Planck, qui est égale à 6,63 × 10-34 J s.
- c est la vitesse de la lumière, qui est égale à 3,00 ×108 m s-1.
- λ est la longueur d'onde du photon, en mètres, m.
Essaie de dériver la formule ci-dessus en combinant l'équation impliquant la fréquence et la longueur d'onde d'un photon, et la vitesse de la lumière ( \(c=\lambda v\) ), avec l'équation de Planck ( \(E=hv\) ). Voici comment procéder :
- Réarrange la première équation pour trouver v : $$v=\frac{c}{\lambda}$$.
- Ensuite, remplace cette équation par celle de Planck : $$E=hv$$ $$E=h\frac{c}{\lambda}$$.
Une molécule absorbe une lumière d'une longueur d'onde de 124 nm. Calcule l'énergie utilisée dans la transition électronique.
Pour répondre à cette question, il suffit de mettre notre valeur de longueur d'onde dans la formule que nous avons apprise plus haut. Cependant, nous devons vérifier soigneusement nos unités. On nous donne la longueur d'onde en termes de nanomètres (nm), et non de mètres (m). Pour convertir les nanomètres en mètres, il faut diviser par109:
$$\frac{124}{10^9}=1.24\\contre 10^{-7}\space m$$.
Maintenant, remplace ce résultat par la formule :
$$E=h\frac{c}{\lambda}$$ $$E=(6.63\times 10^{-34}\,m^2\,\frac{kg}{s})\frac{(3.00\times 10^8)\,m/s} {(1,24 fois 10^{-7})\Nm}$$$.
$$E=1.60\times 10^{-18}\space J$$
Transitions électroniques et spectroscopie
Lestransitions électroniques sont utiles car elles nous donnent une idée de la structure d'une molécule, voire de la composition et de la concentration d'un mélange ou d'une solution. Comme nous l'avons déjà mentionné, nous obtenons des données sur les transitions électroniques à l'aide de la spectroscopie.
Laspectroscopie est une technique analytique qui permet d'identifier un échantillon en fonction de son interaction avec un rayonnement électromagnétique.
La spectroscopie produit des graphiques appelés spectres. Les spectres indiquent les longueurs d'onde de la lumière absorbée par l'échantillon, dont nous savons maintenant qu'elles sont liées à l'énergie absorbée au cours d'une transition électronique. Bien que l'énergie exacte absorbée dépende non seulement des orbitales moléculaires impliquées dans la transition électronique, mais aussi de l'ensemble de la structure de la molécule et de tout solvant dans lequel elle est dissoute, certaines transitions électroniques sont toujours associées à certaines bandes d'absorption de la lumière. Par exemple, le spectre d'un échantillon contenant de l éthane présente une bande à 135 nm, qui représente la transition σ → σ*1.
En général, les transitions électroniques sont associées aux rayonnements ultraviolets ou visibles. Ces types de rayonnement ont généralement des longueurs d'onde comprises respectivement entre 10-400 nm et 400-700 nm (entre 1 × 10-8 et 7 × 10-7 mètres). Mais les spectres peuvent également afficher des bandes dans d'autres régions du spectre électromagnétique. Ces bandes montrent que la molécule a absorbé des rayonnements électromagnétiques de différentes longueurs d'onde, associés soit à un changement dans les niveaux de rotation moléc ulaire, soit à un changement dans les niveaux de vibration moléculaire. Il s'agit de deux types de transitions moléculaires.
- Les changements dans les niveaux de rotation moléculaire sont associés au rayonnement des micro-ondes. En termes simples, il s'agit de la façon dont une molécule tourne sur place. L'absorption du rayonnement micro-ondes produit des bandes à 0,1-10 mm (entre 1 × 10-4 et 1 × 10-2 mètres).
- Les changements dans les niveaux de vibration moléculaire sont associés au rayonnement infrarouge (parfois orthographié avec un trait d'union : infrarouge). Cela fait référence à la façon dont une molécule pulse d'avant en arrière sur le point, un peu comme un ressort. L'absorption du rayonnement infrarouge produit des bandes entre 0,7 et 100 μm (entre 7 × 10-7 et 1 × 10-4 mètres).
Fig. 5 - Schéma montrant les régions du spectre électromagnétique et les transitions moléculaires ou électroniques auxquelles elles sont associées.
Lestransitions électroniques sont responsables des couleurs brillantes des feux d'artifice que tu peux voir le jour de l'Indépendance ou la veille du Nouvel An. Les feux d'artifice contiennent des métaux spécifiques. Lorsque tu chauffes le métal, tu lui fournis de l'énergie, ce qui - tu l'as deviné - excite certains de ses électrons externes. Le passage de l'état fondamental à l'état excité rend le métal très instable, il essaie donc de libérer l'énergie absorbée sous la forme d'un rayonnement électromagnétique. Comme précédemment, l'énergie du rayonnement est liée à sa longueur d'onde, qui est elle-même liée à sa place dans le spectre électromagnétique. Si la longueur d'onde du rayonnement se trouve dans la zone visible pour nos yeux, tu obtiens un spectacle éblouissant de lumière et de couleurs vives !
Transitions électroniques - Principaux enseignements
- Une transition électronique est le processus qui se produit lorsqu'un électron est excité d'un niveau d'énergie à un autre.
- Lorsque les électrons passent d'un niveau d'énergie à un autre, ils absorbent une énergie équivalente à la différence d'énergie entre les deux niveaux.
- L'énergie d' un rayonnement électromagnétique est liée à sa longueur d'onde par l'équation \(E=h\frac{c}{\lambda}\).
- Les transitionsmoléculaires et électroniques peuvent être détectées à l'aide de la spectroscopie. Les spectres produits montrent des bandes à certaines longueurs d'onde du rayonnement électromagnétique, qui indiquent le rayonnement absorbé par un échantillon en raison de ces transitions.
- Lestransitions électroniques sont associées aux rayonnements visibles et ultraviolets. En revanche, la rotation moléculaire est associée au rayonnement micro-ondes, tandis que la vibration moléculaire est associée au rayonnement infrarouge.
Références
- 'Transition électronique moléculaire'. Wikipedia (mis à jour le 08/02/2022)
- Fig. 1 - Un haut percuteur traditionnel (https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/7e/High_Striker.JPG/640px-High_Striker.JPG) par JohnsonL623 sur Wikimedia Commons sous licence CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/)
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