En chimie et en physique, les orbitales atomiques sont une fonction appelée fonction d'onde qui décrit les propriétés caractéristiques de pas plus de deux électrons à proximité d'un noyau atomique ou d'un système de noyaux, comme dans une molécule. Une orbitale est souvent décrite comme une région tridimensionnelle dans laquelle il y a 95 % de chances de trouver un électron.
Orbitales et orbites
Lorsqu'une planète se déplace autour du Soleil, elle trace une trajectoire appelée orbite. De même, un atome peut être représenté comme des électrons tournant en orbite autour du noyau. En fait, les choses sont différentes et les électrons se trouvent dans des régions de l'espace appelées orbitales atomiques. La chimie se contente d'un modèle simplifié de l'atome pour calculer l'équation d'onde de Schrödinger et, en conséquence, déterminer les états possibles de l'électron.
Les orbites et les orbitales semblent similaires, mais elles ont des significations complètement différentes. Il est extrêmement important de comprendre la différence entre eux.
Impossible d'afficher les orbites
Pour tracer la trajectoire de quelque chose, vous devez savoir exactement où se trouve l'objetest situé, et être en mesure d'établir où il sera dans un instant. C'est impossible pour un électron.
Selon le principe d'incertitude d'Heisenberg, il est impossible de savoir exactement où se trouve actuellement une particule et où elle se trouvera plus tard. (En fait, le principe dit qu'il est impossible de déterminer simultanément et avec une précision absolue sa quantité de mouvement et sa quantité de mouvement).
Par conséquent, il est impossible de construire une orbite de l'électron autour du noyau. Est-ce un gros problème ? Non. Si quelque chose n'est pas possible, il faut l'accepter et trouver des moyens de le contourner.
Électron hydrogène – 1s-orbitale
Supposons qu'il y ait un atome d'hydrogène et qu'à un certain moment la position d'un électron soit imprimée graphiquement. Peu de temps après, la procédure est répétée et l'observateur constate que la particule est dans une nouvelle position. On ne sait pas comment elle est passée de la première place à la seconde.
Si vous continuez ainsi, vous formerez progressivement une sorte de carte 3D de l'endroit où la particule est susceptible de se trouver.
Dans le cas de l'atome d'hydrogène, l'électron peut se trouver n'importe où dans l'espace sphérique entourant le noyau. Le diagramme montre une coupe transversale de cet espace sphérique.
95 % du temps (ou tout autre pourcentage, puisque seule la taille de l'univers peut fournir une certitude à cent pour cent), l'électron se trouvera dans une région assez facilement définie de l'espace, suffisamment proche du noyau. Une telle région s'appelle une orbitale. Les orbitales atomiques sontrégions de l'espace où un électron existe.
Qu'est-ce qu'il fait là ? Nous ne savons pas, nous ne pouvons pas savoir, et donc nous ignorons tout simplement ce problème ! Nous pouvons seulement dire que si un électron se trouve dans une orbitale particulière, alors il aura une certaine énergie.
Chaque orbitale a un nom.
L'espace occupé par l'électron hydrogène est appelé l'orbitale 1s. L'unité ici signifie que la particule est au niveau d'énergie le plus proche du noyau. S raconte la forme de l'orbite. Les orbitales S sont sphériquement symétriques autour du noyau - au moins comme une boule creuse de matériau assez dense avec un noyau en son centre.
2s
La prochaine orbitale est 2s. Il est similaire à 1s, sauf que l'emplacement le plus probable de l'électron est plus éloigné du noyau. C'est une orbitale du second niveau d'énergie.
Si vous regardez attentivement, vous remarquerez que plus près du noyau se trouve une autre région de densité électronique légèrement plus élevée ("densité" est une autre façon d'indiquer la probabilité que cette particule soit présente à un certain endroit).
Les électrons
2s (et 3s, 4s, etc.) passent une partie de leur temps beaucoup plus près du centre de l'atome que ce à quoi on pourrait s'attendre. Il en résulte une légère diminution de leur énergie dans les orbitales s. Plus les électrons se rapprochent du noyau, plus leur énergie diminue.
3s-, 4s-orbitales (et ainsi de suite) s'éloignent du centre de l'atome.
P-orbitales
Tous les électrons ne vivent pas dans les orbitales s (en fait, très peu d'entre eux le font). Au premier niveau d'énergie, le seul emplacement disponible pour eux est 1s, au second, 2s et 2p sont ajoutés.
Les orbitales de ce type ressemblent plus à 2 ballons identiques, connectés l'un à l'autre au niveau du noyau. Le diagramme montre une coupe transversale d'une région tridimensionnelle de l'espace. Encore une fois, l'orbite ne montre que la zone avec 95 % de chances de trouver un seul électron.
Si nous imaginons un plan horizontal qui passe par le noyau de telle sorte qu'une partie de l'orbite soit au-dessus du plan et l'autre en dessous, alors il y a une probabilité nulle de trouver un électron sur ce plan. Alors, comment une particule se déplace-t-elle d'une partie à une autre si elle ne peut jamais passer par le plan du noyau ? Cela est dû à sa nature ondulatoire.
Contrairement à l'orbitale s-, p-a une certaine directionnalité.
À n'importe quel niveau d'énergie, vous pouvez avoir trois orbitales p absolument équivalentes situées à angle droit les unes par rapport aux autres. Ils sont désignés arbitrairement par les symboles px, py et pz. Ceci est accepté pour des raisons de commodité - ce que l'on entend par les directions X, Y ou Z change constamment, car l'atome se déplace de manière aléatoire dans l'espace.
Les orbitales P au deuxième niveau d'énergie sont appelées 2px, 2py et 2pz. Il y a des orbitales similaires sur les suivantes - 3px, 3py, 3pz, 4px, 4py,4pz et ainsi de suite.
Tous les niveaux, sauf le premier, ont des orbitales p. À des niveaux plus élevés, les "pétales" sont plus allongés, avec l'emplacement le plus probable de l'électron à une plus grande distance du noyau.
d- et f-orbitales
En plus des orbitales s et p, il existe deux autres ensembles d'orbitales disponibles pour les électrons à des niveaux d'énergie plus élevés. Sur le troisième, il peut y avoir cinq orbitales d (avec des formes et des noms complexes), ainsi que des orbitales 3s et 3p (3px, 3py, 3pz). Il y en a 9 au total ici.
Sur la quatrième, avec 4s, 4p et 4d, 7 orbitales f supplémentaires apparaissent - 16 au total, également disponibles à tous les niveaux d'énergie supérieurs.
Placement des électrons dans les orbitales
Un atome peut être considéré comme une maison très sophistiquée (comme une pyramide inversée) avec un noyau vivant au rez-de-chaussée et plusieurs pièces aux étages supérieurs occupées par des électrons:
- il n'y a qu'une chambre au premier étage (1s);
- sur la deuxième salle il y en a déjà 4 (2s, 2px, 2py et 2pz);
- au troisième étage, il y a 9 chambres (une 3s, trois 3p et cinq orbitales 3d) et ainsi de suite.
Mais les chambres ne sont pas très grandes. Chacun d'eux ne peut contenir que 2 électrons.
Une façon pratique de montrer les orbites atomiques dans lesquelles se trouvent ces particules est de dessiner des "cellules quantiques".
Cellules quantiques
NucléaireLes orbitales peuvent être représentées sous forme de carrés avec les électrons qu'ils contiennent représentés par des flèches. Souvent, les flèches vers le haut et vers le bas sont utilisées pour montrer que ces particules sont différentes.
Le besoin de différents électrons dans un atome est une conséquence de la théorie quantique. S'ils sont sur des orbites différentes, c'est bien, mais s'ils sont sur la même orbite, alors il doit y avoir une différence subtile entre eux. La théorie quantique confère aux particules une propriété appelée "spin", à laquelle se réfère la direction des flèches.
L'orbite
1s avec deux électrons est représentée par un carré avec deux flèches pointant vers le haut et vers le bas, mais elle peut aussi s'écrire encore plus rapidement comme 1s2. Il se lit "un s deux", pas "un s au carré". Les nombres dans ces notations ne doivent pas être confondus. Le premier est le niveau d'énergie, et le second est le nombre de particules par orbitale.
Hybridation
En chimie, l'hybridation est le concept de mélange d'orbitales atomiques en de nouvelles orbitales hybrides capables d'apparier des électrons pour former des liaisons chimiques. L'hybridation Sp explique les liaisons chimiques de composés tels que les alcynes. Dans ce modèle, les orbitales atomiques de carbone 2s et 2p se mélangent pour former deux orbitales sp. L'acétylène C2H2 consiste en un enchevêtrement sp-sp de deux atomes de carbone avec la formation d'une liaison σ et de deux liaisons π supplémentaires.
Les orbitales atomiques du carbone dans les hydrocarbures saturés onthybride identique sp3-orbitales en forme d'h altère, dont une partie est beaucoup plus grande que l'autre.
L'hybridation
Sp2 est similaire aux précédentes et est formée en mélangeant une s et deux p-orbitales. Par exemple, dans une molécule d'éthylène, trois sp2- et une p-orbitale sont formées.
Orbitales atomiques: principe de remplissage
En imaginant des transitions d'un atome à un autre dans le tableau périodique des éléments chimiques, on peut établir la structure électronique de l'atome suivant en plaçant une particule supplémentaire dans la prochaine orbite disponible.
Les électrons, avant de remplir les niveaux d'énergie supérieurs, occupent les niveaux inférieurs situés plus près du noyau. Là où il y a un choix, ils remplissent les orbitales individuellement.
Cet ordre de remplissage est connu sous le nom de règle de Hund. Cela ne s'applique que lorsque les orbitales atomiques ont des énergies égales et contribue également à minimiser la répulsion entre les électrons, ce qui rend l'atome plus stable.
Notez que l'orbitale s a toujours un peu moins d'énergie que l'orbitale p au même niveau d'énergie, donc la première se remplit toujours avant la seconde.
Ce qui est vraiment bizarre, c'est la position des orbitales 3D. Ils sont à un niveau plus élevé que les 4s, et donc les orbitales 4s se remplissent en premier, suivies de toutes les orbitales 3d et 4p.
La même confusion se produit à des niveaux plus élevés avec plus de tissages entre les deux. Ainsi, par exemple, les orbitales atomiques 4f ne sont remplies que lorsque toutes les places du6s.
Connaître l'ordre de remplissage est essentiel pour comprendre comment décrire les structures électroniques.
