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Vidéo de la leçon : Orbitales atomiques Chimie

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

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir les orbitales atomiques. Nous apprendrons comment identifier les orbitales en fonction de leur forme, comment repérer des orbitales spécifiques à l’aide de nombres quantiques et comment déterminer les orbitales d’un atome qui sont occupées par des électrons. Historiquement, les scientifiques pensaient que l’électron était une particule ponctuelle gravitant autour du noyau de l’atome et pouvant occuper différents niveaux d’énergie. Cette description est le modèle de Bohr de l’atome, proposé par le physicien Niels Bohr en 1913. Mais peu de temps après, dans les années 1920, des preuves expérimentales ont montré que les électrons et d’autres particules fondamentales avaient des propriétés ondulatoires. Ces découvertes ont conduit à la création d’une nouvelle branche de la physique, appelée mécanique quantique.

La découverte des propriétés ondulatoires de l’électron signifiait que le modèle de Bohr de l’atome était incorrect. Nous ne pouvons pas décrire l’électron comme une particule qui occupe un point dans l’espace et tourne autour du noyau. L’électron ressemble plutôt à un nuage qui s’étend dans l’espace autour du noyau de l’atome. Malheureusement, ce nuage d’électrons n’a ni une position et ni une quantité de mouvement bien définies comme une particule. Une partie de la densité de ce nuage est située loin du noyau.

En utilisant le cadre mathématique de la mécanique quantique, les scientifiques ont créé des expressions mathématiques en trois dimensions pour décrire la forme de ce nuage d’électrons. Ces expressions mathématiques, appelées orbitales atomiques, ont des formes qui contiennent la majorité de la densité électronique autour du noyau. Les orbitales atomiques nous disent donc où l’électron est le plus susceptible de se trouver dans un atome. En regardant ce dessin, nous pouvons voir que la densité électronique décrite par l’orbitale atomique n’est pas la même partout. Nous pouvons visualiser cela sur ce graphique. Ce graphique nous montre la densité d’électrons en fonction de la distance par rapport au noyau. Nous pouvons voir que la densité d’électrons est la plus élevée près du noyau. Elle diminue progressivement à mesure que nous nous éloignons du noyau.

Ce graphique montre la densité électronique pour une orbitale atomique du premier niveau d’énergie. Ce graphique montre la densité électronique pour une orbitale atomique du deuxième niveau d’énergie. Dans le deuxième niveau d’énergie, l’électron a deux pics de densité d’électrons avec une zone sans densité électronique entre les deux, appelée nœud. Donc, cette orbitale du deuxième niveau d’énergie pourrait ressembler à ceci. Nous avons la première région de densité électronique, qui est une sphère autour du noyau, puis un nœud sphérique où il n’y a pas de densité électronique entourée par une autre sphère de densité électronique. En regardant le graphique, nous remarquerons également que la densité électronique de la deuxième orbitale d’énergie s’étend plus loin du noyau que la densité électronique de la première orbitale d’énergie. Ainsi, la deuxième orbitale d’énergie est plus étendue que la première orbitale d’énergie.

Nous voyons quelque chose de similaire pour l’orbitale du troisième niveau d’énergie ; elle a trois régions de densité électronique et deux nœuds. L’orbitale atomique du troisième niveau d’énergie s’étend plus loin du noyau que les orbitales du deuxième et du premier niveau d’énergie. Donc, c’est le plus étendu des trois. Ces orbitales de forme sphérique sont appelées orbitales de type s. Mais il existe d’autres types d’orbitales de formes et de tailles différentes. En chimie, les orbitales que nous rencontrerons le plus souvent sont les orbitales atomiques de type s, p, d et f. Ces noms proviennent des mots anglais « sharp » (pointu), « principal », « diffuse » et « fundamental ». Ce sont des appellations historiques. Elles ont été données à ces orbitales à cause de l’aspect visuel des raies spectrales émises par les métaux alcalins.

Les orbitales de type s sont toutes de forme sphérique. Il y a trois orbitales de type p, chacune ayant deux lobes de densité d’électrons de chaque côté du noyau, ce qui lui donne une forme semblable à un haltère. Il y a un nœud dans le plan où ces deux lobes se rencontrent. Chacune des orbitales est orientée autour d’un axe de coordonnées cartésiennes. Il y a cinq orbitales de type d. Quatre d’entre eux ont quatre lobes de densité électronique, ce qui leur donne une forme qui ressemble à un trèfle à quatre feuilles. Chacune est orienté différemment dans l’espace. La cinquième orbitale de type d a deux lobes avec un anneau en forme de donut autour du centre. Il y a sept orbitales de type f, mais elles sont trop compliquées à dessiner.

Les orbitales de chaque type constituent collectivement une sous-couche. Il y a une orbitale dans chaque couche s. Les trois orbitales constituent une sous-couche. Dans chaque niveau d’énergie ou couche, il peut y avoir plusieurs sous-couches. Dans la première couche, il n’y a que la sous-couche s. Dans la deuxième couche, il y a une sous-couche s et une sous-couche p. Ce schéma se reproduit pour les couches de plus haute énergie. Ainsi, au fur et à mesure que le niveau d’énergie croît, le nombre d’orbitales dans une couche croît. Nous pouvons facilement faire référence à une sous-couche dans une couche spécifique en utilisant la notation de sous-couche. La notation de sous-couche utilise le numéro de la couche et la lettre de la sous-couche. En utilisant la notation des sous-couches, voici la sous-couche 1s, puis la 2s, puis les trois orbitales p forment la sous-couche 2p et ainsi de suite.

Nous pouvons facilement faire référence à une orbitale atomique spécifique en utilisant un ensemble de nombres appelés nombres quantiques. Le premier est le nombre quantique principal, représenté par la lettre 𝑛. Ce nombre quantique nous indique le niveau d’énergie. Pour le premier niveau d’énergie, 𝑛 est égal à un. Pour le second, 𝑛 est égal à deux et ainsi de suite. Ce nombre quantique nous parle également de la taille de l’orbitale car la taille de l’orbitale augmente avec le niveau d’énergie.

Le nombre quantique suivant est le nombre quantique secondaire, également appelé nombre quantique azimutal. Ce nombre quantique nous indique la sous-couche. Chaque type d’orbitale a une valeur différente de 𝑙. Pour les orbitales s, 𝑙 est égal à zéro. Pour orbitales p, 𝑙 est égal à un. Pour orbitales d, 𝑙 est égal à deux. Et pour les orbitales f, 𝑙 est égal à 3. 𝑙 peut avoir une valeur de zéro à 𝑛 moins un. Cela correspond à la façon dont le nombre de sous-couches croît au fur et à mesure que le niveau d’énergie augmente.

Le nombre quantique suivant est le nombre quantique magnétique noté par la lettre 𝑚 indice 𝑙. Ce nombre quantique nous indique l’orientation de l’orbitale. Pour les orbitales p, ce nombre quantique nous dit si l’orbitale est orientée le long de l’axe des 𝑥, des 𝑦 ou des 𝑧. 𝑚 indice 𝑙 peut avoir une valeur de moins 𝑙 à plus 𝑙. Donc, si 𝑙 est égal à zéro, 𝑚 indice 𝑙 ne peut être que zéro. Mais si 𝑙 est égal à un, 𝑚 indice 𝑙 peut prendre les valeurs moins un, zéro ou plus un, et ainsi de suite. Nous n’avons pas besoin de nous soucier de savoir quelles valeurs de 𝑚 indice 𝑙 correspondent à quelles orientations orbitales. Ce n’est malheureusement pas aussi simple que de dire que 𝑚 indice 𝑙 égal à un correspond à la l’orbitale px et 𝑚 indice 𝑙 égal à moins un correspond à l’orbitale py.

Toutes les orbitales, quel que soit leur type, contiennent au maximum deux électrons. Parce que chaque sous-couche contient un nombre différent d’orbitales, chaque couche peut contenir un nombre maximum différent d’électrons. Les électrons remplissent les orbitales par ordre d’énergie croissante selon le principe d’Aufbau. L’ordre dans lequel les orbitales sont remplies est résumé dans ce diagramme. Ainsi, le seul électron de l’hydrogène sera dans l’orbitale de l’énergie la plus basse, qui est l’orbitale 1s. Nous pouvons indiquer qu’il y a un électron dans l’orbitale 1s en utilisant un exposant. Cela nous donne la configuration électronique pour l’hydrogène, qui nous indique quelles sous-couches d’un atome sont occupées par des électrons.

Le lithium a trois électrons. Les deux premiers rempliront la sous-couche 1s. Le suivant ira dans l’orbitale suivante de plus haute énergie, qui est l’orbitale 2s. Le carbone a six électrons, qui rempliront les orbitales 1s et 2s. Les électrons restants iront dans la sous-couche d’énergie suivante, qui est la sous-couche 2p. Le néon a 10 électrons. Les quatre premiers rempliront les sous-couches 1s et 2s. Les six autres rempliront la sous-couche 2p.

Si nous faisons correspondre les orbitales remplies avec le tableau périodique, nous remarquerons que les éléments du même groupe ont tendance à avoir des configurations électroniques similaires. Par exemple, dans les halogènes, nous pouvons voir que la configuration des électrons de valence a une sous-couche 4s et cinq électrons dans la sous-couche p. C’est pourquoi les éléments du même groupe ont tendance à avoir des propriétés chimiques similaires. Le tableau périodique est souvent divisé en blocs correspondant aux orbitales qui y sont remplies.

Jusqu’à présent, nous venons d’examiner les électrons et les atomes, mais qu’en est-il des électrons et des molécules ? Disons que nous avons les orbitales 1s de deux atomes d’hydrogène. Si ces orbitales se recouvrent, une liaison se forme. Lorsque cela se produit, les fonctions mathématiques décrites par les orbitales atomiques peuvent s’additionner ou se soustraire. Cela se traduit par la formation de nouvelles orbitales. Ces nouvelles orbitales sont des orbitales moléculaires qui décrivent l’emplacement des électrons dans une molécule. Et maintenant, nous avons couvert tout ce que nous devons savoir sur les orbitales atomiques. Donc, avant de terminer cette vidéo, résolvons quelques problèmes.

Comment appelle-t-on une orbitale atomique avec les nombres quantiques 𝑛 égal à deux, 𝑙 égal à un et 𝑚 indice 𝑙 égal à moins un ?

Les orbitales atomiques sont des expressions mathématiques qui décrivent la localisation d’un électron autour du noyau d’un atome. Les orbitales atomiques se présentent sous différentes formes et tailles. Nous pouvons nous référer à une orbitale particulière en utilisant des nombres quantiques. Le premier est le nombre quantique principal désigné par la lettre 𝑛. Ce nombre quantique nous indique le niveau d’énergie dans lequel se trouve l’orbitale atomique. 𝑛 est égal à deux pour l’orbitale de cet exercice. Nous savons donc que l’orbitale est dans le deuxième niveau d’énergie.

Le prochain nombre quantique est le nombre quantique secondaire désigné par la lettre 𝑙. Ce nombre quantique nous indique le type d’orbitale ou la sous-couche dans laquelle se situe l’orbitale. Cette orbitale de forme sphérique est une orbitale de type s, qui constitue la sous-couche s. Ces trois orbitales sont des orbitales de type p, qui constituent la sous-couche p. Pour les orbitales de type s, 𝑙 est égal à zéro. Et pour les orbitales de type p, 𝑙 est égal à un. 𝑙 est égal à un pour l’orbitale atomique de cet exercice. Nous savons donc que c’est une orbitale p.

Le dernier nombre quantique 𝑚 indice 𝑙 est le nombre quantique magnétique. Ce nombre quantique nous indique l’orientation de l’orbitale. Pour ces orbitales p, 𝑚 indice 𝑙 spécifie le long de quel l’axe de coordonnées cartésiennes est orientée l’orbitale. Cependant, pour nommer une orbitale atomique, nous n’avons pas besoin de connaître l’orientation. Il suffit de spécifier le niveau d’énergie et le type d’orbitale en utilisant le numéro du niveau d’énergie et la lettre de l’orbitale. Ainsi, le nom de l’orbitale atomique avec les nombres quantiques 𝑛 égal à deux, 𝑙 égal à un et 𝑚 indice 𝑙 égal à moins un, est 2p.

Quelle est la plus haute orbitale atomique occupée dans un atome de bore ?

Les orbitales atomiques sont des expressions mathématiques qui décrivent la localisation d’un électron dans un atome. Dans cet exercice, nous devons déterminer la plus haute orbitale atomique occupée dans un atome de bore. Dans un atome, les électrons remplissent les orbitales atomiques par ordre d’énergie croissante, ce qui est résumé par cette figure. Les différentes sous-couches contiennent un nombre maximum différent d’électrons. La sous-couche s peut contenir un maximum de deux électrons ; la sous-couche p, un maximum de six ; d, 10 ; et f, 14.

Les atomes de bore ont cinq électrons. Les électrons rempliront d’abord l’orbitale atomique d’énergie la plus basse, qui est l’orbitale 1s. L’orbitale 1s peut contenir deux électrons, ce que nous indiquons à l’aide d’un exposant. L’orbitale suivante d’énergie plus élevée est l’orbitale 2s, qui peut également contenir deux électrons. Le cinquième et dernier électron du bore ira dans la sous-couche suivante d’énergie plus élevée, qui est la sous-couche 2p. De la configuration électronique du bore que nous venons de trouver, nous pouvons voir que la plus haute orbitale atomique occupée est l’orbitale 2p.

Il est maintenant temps de conclure cette vidéo avec les points les plus importants que nous avons appris sur les orbitales atomiques. Les orbitales atomiques sont des expressions mathématiques à trois dimensions qui décrivent l’emplacement le plus probable d’un électron dans un atome. Les orbitales atomiques ont différentes formes et tailles que nous pouvons spécifier en utilisant des nombres quantiques. Dans un atome, les électrons remplissent les orbitales atomiques par ordre d’énergie croissante selon le principe d’Aufbau. Les orbitales atomiques se recouvrent pour créer des liaisons dans les molécules.

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