Structure électroniques et orbitales atomiques

Bonjour,

 

Si vous êtes ici, c’est que normalement, vous devriez avoir vu le chapitre d’introduction sur les atomes, dans ce dernier, nous avions parlé des noyaux atomiques, de la masse atomique, de l’unité mole, des ions et des isotopes.
A l’idéal, il faudrait que vous ayez suivi l’ordre complet de l’onglet « Physique nucléaire et Chimie » et vu également l’expérience de la feuille d’or, ainsi que les effets photoélectrique et Compton. Si ce n’est pas le cas, nous vous conseillons de le faire si vous voulez comprendre intégralement ce qui va suivre.
Il est également fortement recommandé de connaître les bases de l’électrostatique.
Dans ce chapitre, nous allons étudier les couches électroniques, la structure de l’atome, les sous couches, des notions comme « orbitale atomique », ou encore « nombre quantique », comme le nombre azimutal ou le moment magnétique de spin …
Ce qu’il faut savoir, comme nous l’avons vu précédemment, les atomes sont classés en fonction du nombre de protons dans leur noyau, mais ce qui caractérise la structure du tableau, les lignes, les colonnes, sont les différentes couches électroniques des atomes. Nous allons expliquer tout ceci en détails dans ce chapitre (attention, ce chapitre est long et évoque un nombre important de notions qui peuvent être compliquées) :

 

  • Introduction aux couches électroniques atomiques.
  • Formule du rayon de Bohr et rayon de Bohr.
  • Formule des niveaux d’énergie selon le modèle de Bohr.
  • Absorption et émission.
  • Spectre d’émission de l’hydrogène.
  • Principe d’incertitude d’Heinsenberg.
  • Nombres quantiques.
  • Orbitales et configurations électroniques.
  • Principe d’exclusion de Pauli.
  • Paramagnétisme et Diamagnétisme.

 

Introduction aux couches électroniques atomiques :

On sait que dans un atome, il y a le noyau, qui présente les protons et neutrons, qui sont liés par ce qu’on appelle l’interaction forte, qui est une des quatre force fondamentale de l’univers (Un chapitre est consacré à cette interaction), mais nous avons aussi parler d’électrons. Comment se configurent-ils ? Comment se comportent-ils ?

Les couches électroniques d’un atome est l’ensemble de ce qu’on appelle les orbitales atomiques qui partagent le même nombre quantique principal « n ». Selon le physicien Niels Bohr, à qui ont doit la découverte de la structure électronique de l’atome, les électrons se déplacent autour du noyau, sur des orbites circulaires de rayon r similaires à celle des planètes autour du soleil, mais ne peuvent pas se trouver n’importe ou.
En effet, les électrons ont en réalité des niveaux d’énergie bien définis qui les forcent à se trouver à des orbites « fixes » (Le mot fixe ne veut pas dire que les électrons ne sont pas en mouvement ici, simplement que leur position est limitée à une zone bien spécifique en fonction de leur niveau d’énergie), on appelle cela la quantification d’énergie. Selon le modèle de Bohr, le nombre quantique principal « n » défini les niveaux d’énergie des électrons et donc, leur « position » (Nous verrons plus tard que le terme position pour un électron est un petit peu maladroit) :

 

Plus l’électron et à un niveau d’énergie élevé, plus il se trouve dans une couche éloignée du noyau, ceci est du à l’émission ou l’absorption de ce dernier d’une onde électromagnétique (photon). Lorsque par exemple, un électron absorbe un photon, il passe d’un état au repos à un état excité, et va par conséquent effectuer un « saut quantique » d’une couche inférieure à une couche supérieure. Si le photon incident est très énergétique, l’électron peut sauter plusieurs couches à la fois (nous reparlerons de ça plus tard).
Comme on peut le voir sur l’image, la couche n=1 est la couche représentant les électrons dont le niveau d’énergie est le plus bas. Plus on monte, plus les électrons présents dans les couches sont énergétiques.
Le cas le plus simple dans lequel nous orienterons la majorité de notre étude est celui de l’atome d’hydrogène, comme vous l’avez vu dans notre introduction sur les atomes, l’atome d’hydrogène est le plus simple de l’univers, son noyau ne possède qu’un proton et un seul électron « gravite » autour de ce dernier.

On identifie donc les couches électroniques par leur nombre quantique « n », allant de 1 à 7, ou historiquement par les lettres allant de K à Q (K,L,M,N,O,P,Q).
Chaque couche peut cependant contenir un nombre limité d’électrons, nous ne détaillerons pas cette notion ici, nous allons nous contenter de présenter un schéma correspondant aux nombre d’électrons maximum que chaque couche peut contenir :

 

Dans l’atome d’hydrogène par exemple, l’électron se trouve dans la couche K, dans l’atome d’Hélium, deux électrons se trouvent dans la couche K. En revanche, dans l’atome d’oxygène, deux électrons se trouvent dans la couche K, mais les suivant, les 6 autres, se trouvent dans la couche L.
On peut dire, avec des termes plus scientifiques, et la loi sur la composition des couches électroniques, que sur la n ème couche, on a 2n² électrons.
En effet, la couche K étant la première couche, on a 2 × 1² = 2, donc, bien deux électrons. Sur la couche M, on a 2 × 3² = 18. On a bien 18 électrons, etc…

Attention cependant, cette « technique » de remplissage des couches électronique a ses limites. Elle s’applique pour les atomes présent de la première à la troisième ligne du tableau périodique. A partir de la quatrième période, c’est à dire, de la quatrième ligne, ce n’est plus possible. A ce niveau, il arrive que les sous couches d’une couche donnée ait une énergie supérieure à l’une des sous couches d’une couche supérieure. Par conséquent, le remplissage ne se fait plus forcément des couches les plus basses vers les couches les plus hautes. C’est ce dont nous parlerons plus bas.