Fiche explicative de la leçon: Orbitales atomiques Chimie • Deuxième année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à reconnaître les orbitales atomiques d’après leur forme et à décrire leur relation avec les nombres quantiques.

Nous avions l’habitude de penser que les électrons n’étaient rien de plus que de simples particules ponctuelles. Les physiciens quantiques ont provoqué un changement de paradigme lorsqu’ils ont démontré que nous ne pouvons pas mesurer la position () et la quantité de mouvement () d’une particule avec une précision absolue. Nous ne décrivons plus les électrons comme des particules ponctuelles situées en un seul point de l’espace. Au lieu de cela, nous décrivons des électrons avec des expressions mathématiques qui décrivent l’emplacement le plus probable d’un électron dans un atome. De telles expressions mathématiques sont connues sous le nom d’orbitales atomiques.

Il existe de nombreux types d'orbitales atomiques, mais les quatre orbitales les plus pertinentes pour la chimie actuelle sont les orbitales s, p, d et f. Les formes et les orientations de ces orbitales atomiques sont toutes différentes. Chaque orbitale peut être identifiée par un numéro qui indique le niveau d’énergie auquel elle est associée, et donc son énergie. Par exemple, l’orbitale 1s a une énergie plus basse que l’orbitale 4f. L’orbitale 1s a une énergie relativement basse car elle a un nombre quantique principal de un () et l’orbitale 4f a une énergie plus haute car elle a un nombre quantique principal de quatre ().

La forme et la taille de toute orbitale atomique sont déterminées à partir de leurs nombres quantiques. Le nombre quantique principal () détermine la taille de l’orbitale atomique et le nombre quantique azimutal () détermine la forme de l’orbitale atomique. Le nombre quantique magnétique () détermine l’orientation de l’orbitale atomique.

Une orbitale s a une forme sphérique. La taille d’une orbitale s dépend de la valeur de son nombre quantique principal. Les orbitales s sont relativement petites lorsqu’elles ont un nombre quantique principal faible, et elles sont larges lorsqu’elles ont un nombre quantique principal élevé. Les orbitales s ont un nombre quantique azimutal égal à zéro (). La figure ci-dessous montre l’apparence des orbitales atomiques 1s, 2s et 3s.

La structure des orbitales atomiques 1s, 2s et 3s est déterminée à partir des fonctions représentant leur densité électronique. Ceci est expliqué dans la figure suivante. Les fonctions de densité électronique sont représentées sous forme de graphiques se rapportant aux schémas des orbitales atomiques correspondantes. Les formes des orbitales atomiques sont déterminées lorsque les fonctions de densité électronique sont représentées dans un espace tridimensionnel. Cette même procédure peut être utilisée pour déterminer la forme de tout autre type d’orbitale atomique. La forme de n’importe quelle orbitale atomique est déterminée lorsque sa courbe de densité électronique est représentées dans un espace tridimensionnel.

Les figures suivantes montrent également que les fonctions de densité électroniques ont parfois une valeur nulle. Ces régions des graphiques de densité électronique correspondent à des zones de densité nulle. Elles correspondent essentiellement à des zones des diagrammes tridimensionnels des orbitales où il n’y a aucune densité électronique. Ces zones sont appelées des nœuds. Les nœuds sont des zones des orbitales atomiques qui sont complètement vides. La figure montre que l’orbitale atomique 2s possède un seul nœud et que l’orbitale 3s possède deux nœuds. L’orbitale 2s a une zone d’espace vide entre les régions de forte densité électronique. L’orbitale 3s a deux zones d’espace vide entre les régions de forte densité électronique.

Exemple 1: Identifier la fonction de probabilité de distribution de l’orbitale atomique 1s

Le graphique montre la probabilité de trouver un électron à une distance du noyau pour les trois premières orbitales s d’un atome d’hydrogène. Quelle tracé correspond à l’orbitale des 1s ? 

1. A
2. B
3. C

Réponse

La fonction de densité électronique de l’orbitale 1s a une seule valeur maximale. Les fonctions de densité électronique des orbitales 2s et 3s ont respectivement deux et trois valeurs maximales. La figure montre les fonctions de densité électronique 1s, 2s et 3s et nous devons déterminer laquelle est laquelle. La ligne bleue doit correspondre à la fonction de densité électronique 1s car elle n’admet qu’un maximum. Nous pouvons utiliser ce raisonnement pour déterminer que l’option A est la bonne réponse. De plus, le tracé A comprend une valeur maximale à une distance la plus proche du noyau. Étant donné que les orbitales 1s sont situées le plus près du noyau, alors nous pouvons affirmer de nouveau que la bonne réponse est l’option A.

Les autres orbitales atomiques de type s ont une apparence sphérique similaire. Elles sont toutes composées de sphères concentriques de densité électronique séparées les unes des autres par des nœuds (radiaux). Il est relativement simple de déterminer combien d’électrons il y a dans une sous-couche de type s car toutes les sous-couches de type s contiennent une seule orbitale atomique et une orbitale atomique ne peut contenir que deux électrons. Nous pouvons utiliser ce raisonnement pour affirmer que toutes les sous-couches de type s peuvent contenir deux électrons. La sous-couche 1s peut contenir deux électrons. La sous-couche 2s peut contenir deux électrons. La sous-couche 3s peut contenir deux électrons, et ainsi de suite. La figure suivante montre que les sous-couches de type s ont une seule orbitale atomique alors que les sous-couches de type p ont trois orbitales atomiques.

Exemple 2: Identifier les orbitales atomiques à partir d’une simple schéma de sphère

Laquelle des orbitales atomiques suivantes est représentée sur l’image ? 

1. p
2. f
3. d
4. s
5. g

Réponse

Les orbitales atomiques de type s de basse énergie et de haute énergie sont relativement faciles à identifier car elles ont une forme sphérique caractéristique. Les orbitales atomiques de type s contiennent une sphère de densité électronique, ou plusieurs couches sphériques concentriques de densité électronique. Les autres types d’orbitales ont des formes tridimensionnelles beaucoup plus complexes. La figure montre une orbitale qui doit être une orbitale atomique de type s car elle a une forme sphérique relativement simple. Nous pouvons utiliser ce raisonnement pour déterminer que l’option D est la bonne réponse à cette question.

Les orbitales atomiques de type p ont des formes plus complexes. Toutes les sous-couches de type p peuvent contenir un total de six électrons, car elles sont composés de trois orbitales atomiques et chaque orbitale atomique peut contenir deux électrons. La figure suivante montre la forme des orbitales atomiques , et qui composent la sous-couche 2p. Chacune des orbitales 2p est composée de deux lobes de densité électronique, avec un nœud au point de rencontre. Nous pouvons décrire l’orientation de chaque orbitale p comme suivant les axes , ou de l’espace. Chaque orbitale p est donc perpendiculaire aux autres.

Les orbitales p ont un nombre quantique azimutal égal à 1, donc . L’orientation de chaque orbitale peut être décrite par le nombre quantique magnétique (). Le nombre quantique magnétique peut avoir toute valeur entière de à . Comme la valeur de pour une orbitale p est égale à 1, alors les valeurs de sont , 0 et , correspondant aux orbitales , et .

Les orbitales atomiques de type d ne peuvent pas toutes être décrites de la même manière, car l’une des orbitales atomiques de type d () est toujours différente des autres orbitales atomiques de type d de cette sous-couche. Chaque sous-couche de type d contient cinq orbitales atomiques. Les sous-couches d peuvent toutes contenir jusqu’à dix électrons, car elles sont composées de cinq orbitales atomiques. Quatre des orbitales d peuvent être décrites comme ressemblant à un trèfle à quatre feuilles, et la cinquième orbitale d peut être décrite comme ressemblant à un beignet avec des lobes de chaque côté. L’image suivante montre les cinq orbitales atomiques qui composent la sous-couche 3d.

Le principe d’Aufbau stipule que les électrons remplissent les orbitales atomiques de plus basse énergie avant de pouvoir remplir les orbitales atomiques de plus haute énergie. La figure suivante représente le principe d’Aufbau.

La figure montre que les électrons de tout élément remplissent les orbitales atomiques de plus basse énergie avant de remplir les orbitales atomiques de plus haute énergie. Les atomes d’hydrogène ont un seul électron et les atomes de lithium ont trois électrons. L’électron (le seul) de plus haute énergie d’un atome d’hydrogène se trouve dans l’orbitale atomique 1s de plus basse énergie. L’électron de plus haute énergie d’un atome de lithium se trouve dans l’orbitale atomique 2s, car ses deux autres électrons remplissent l’orbitale atomique 1s de plus basse énergie.

Le principe d’Aufbau peut s’appliquer de manière efficace sur le tableau périodique pour expliquer pourquoi les éléments d’un même bloc du tableau périodique ont des propriétés chimiques similaires. La cartographie du principe d’Aufbau montre que les blocs du tableau périodique sont constitués d’éléments chimiques qui ont leurs électrons les plus énergétiques dans le même type d’orbitales atomiques. Les éléments du groupe 1 et du groupe 2 ont des propriétés chimiques similaires car leurs électrons les plus énergétiques remplissent des orbitales atomiques de type s. Les éléments halogènes ont des propriétés chimiques similaires car leurs électrons les plus énergétiques remplissent des orbitales atomiques de type p.

Le nombre et le type des électrons de valence de n’importe quel atome peuvent être déterminés à partir de sa configuration électronique. Par exemple, le carbone et l’oxygène ont les configurations électroniques et et ils ont quatre et six électrons de valence. Le tableau suivant indique le nombre d’électrons de valence pour les dix premiers éléments du tableau périodique.

Les orbitales atomiques des électrons de valence peuvent se combiner pour former des orbitales moléculaires. Les électrons de valence de type s d’un atome peuvent se combiner avec les électrons de valence de type s d’un deuxième atome pour former une orbitale moléculaire liante et une orbitale moléculaire antiliante.

Les orbitales moléculaires liantes renforcent une liaison chimique entre deux atomes car elles abaissent l’énergie de la molécule par rapport à celles des atomes séparés. Les orbitales moléculaires antiliante affaiblissent une liaison chimique entre deux atomes car elles augmentent l’énergie de la molécule par rapport à celles des atomes séparés.

Les orbitales de type p peuvent également interagir entre elles et produire des orbitales moléculaires. Deux orbitales atomiques peuvent se recouvrir et produire une orbitale moléculaire liante et une seconde orbitale moléculaire antiliante .

Exemple 5: Déterminer quelles orbitales atomiques se sont combinées pour former une orbitale moléculaire

Les liaisons moléculaires, les liaisons chimiques dans les molécules, sont formées à partir du recouvrement des orbitales atomiques. Quelles sont les deux orbitales atomiques susceptibles de s’être recouvertes pour former l’orbitale moléculaire illustrée ? 

1. orbitales f
2. orbitales p
3. orbitales d
4. orbitales s

Réponse

La figure montre une orbitale moléculaire. L’orbitale moléculaire ressemble à l’orbitale liante qui se forme par le recouvrement axial de deux orbitales atomiques . Nous pouvons utiliser ces assertions pour conclure que l’orbitale moléculaire a été formée par le recouvrement axial de deux orbitales atomiques de type p. Ceci nous dit que l’option B est la bonne réponse à cette question.

Résumons ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.