Orbitales atomiques

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Voyage au cœur de l'atome : Les orbitales atomiques et l'équation de Schrödinger

En 1926, Erwin Schrödinger révolutionna notre compréhension de l'atome en introduisant son équation éponyme. Cette équation fondamentale de la mécanique quantique décrit le comportement des électrons dans un atome et permet de prédire leur distribution spatiale, connue sous le nom d'orbitales atomiques.

L'équation de Schrödinger : Une pierre angulaire de la mécanique quantique

L'équation de Schrödinger, exprimée par le symbole Ψ (fonction d'onde), décrit la probabilité de trouver un électron à un endroit donné dans l'atome. Elle relie l'énergie potentielle de l'électron (V) à son énergie totale (E) et à son opérateur cinétique (T), reflétant son mouvement.

Résoudre cette équation n'est pas chose aisée, sauf pour l'atome d'hydrogène, l'atome le plus simple. La résolution de l'équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène a révélé des résultats fascinants, mettant en lumière la quantification des niveaux d'énergie et l'introduction de nombres quantiques pour caractériser l'état des électrons.

Les nombres quantiques : Des clés pour déchiffrer l'architecture électronique

L'équation de Schrödinger a conduit à l'introduction de trois nombres quantiques essentiels pour décrire l'état d'un électron dans un atome :

  1. Le nombre quantique principal (n) : Il définit le niveau d'énergie principal de l'électron, correspondant à la distance moyenne de l'électron au noyau. Plus n est grand, plus l'énergie de l'électron est élevée et plus sa distance au noyau est grande. Les valeurs possibles de n sont des nombres entiers positifs (1, 2, 3, …). On associe à chaque valeur de n une lettre majuscule : K, L, M, N, O pour désigner les niveaux d'énergie.
  2. Le nombre quantique secondaire (l) : Il définit la sous-couche dans laquelle se trouve l'électron. Les valeurs possibles de l varient de 0 à n-1. Chaque valeur de l correspond à une sous-couche désignée par une lettre minuscule : s (pour l = 0), p (pour l = 1), d (pour l = 2) et f (pour l = 3).
  3. Le nombre quantique magnétique (m) : Il détermine l'orientation de l'orbitale dans l'espace. Les valeurs possibles de m varient de -l à l en passant par 0. Chaque valeur de m correspond à une orientation spécifique de l'orbitale.

Les orbitales atomiques : Des portraits de la distribution des électrons

Orbitales atomiques s, p, d, représentées sous forme de nuages
Les orbitales s, p, d, sous forme de nuages

La résolution de l'équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène a permis de déterminer les formes des orbitales atomiques, représentées par des surfaces où la probabilité de trouver l'électron est maximale. Ces orbitales sont désignées par la combinaison des nombres quantiques n et l.

  • Orbitale s : Pour l = 0, l'orbitale s est sphérique et symétrique autour du noyau. Plus n est grand, plus l'orbitale s est étendue.
  • Orbitale p : Pour l = 1, il existe trois orbitales p, notées px, py et pz, selon leur orientation suivant les axes x, y et z. Elles ont la forme de lobes, avec un nœud (zone de probabilité nulle) à la position du noyau.
  • Orbitale d : Pour l = 2, il existe cinq orbitales d, notées dxy, dxz, dyz, dx²-y² et dz². Elles ont des formes plus complexes, avec des lobes et des nœuds.
  • Orbitale f : Pour l = 3, il existe sept orbitales f, encore plus complexes que les orbitales d.
Les orbitales d
Représentation des orbitales d

Conclusion

Le principe d'exclusion de Pauli et les règles de remplissage des orbitales sont essentiels pour comprendre la structure électronique des atomes et leurs propriétés chimiques. La configuration électronique de la couche de valence d'un atome détermine sa réactivité chimique et sa tendance à former des liaisons avec d'autres atomes.