Théorie quantique et structure atomique | Chimie générale 1

Principe d'incertitude de Heisenberg :

Il est impossible de mesurer simultanément la position x et la quantité de mouvement p = mv d'une particule. Plus nous connaissons précisément l'une de ces valeurs, moins nous connaissons précisément l'autre
 

L'équation de Schrödinger :

L'équation centrale de la théorie quantique conforme à la fois à la nature ondulatoire des particules et au principe d'incertitude de Heisenberg. L'équation de Schrödinger fournit des fonctions d'onde Ψ de la position de l'électron associées aux énergies autorisées
 

Orbitale atomique :

La fonction d'onde Ψ d'un électron dans un atome. Une orbitale atomique a une énergie caractéristique ainsi qu'une distribution caractéristique de densité électronique. La densité électronique est la probabilité relative de trouver un électron en un point particulier de l'espace. Pour les systèmes à un électron, la densité électronique d'un électron dans une certaine orbitale est décrite par le carré de la fonction d'onde Ψ² associée à cette orbitale

Une orbitale atomique est définie par 3 nombres quantiques : le nombre quantique principal (n), le nombre quantique azimutal (l), et le nombre quantique magnétique (m_l)

Nombre quantique principal (n):

n = 1, 2, 3, ...
Il décrit la taille de l'orbitale. Plus n est grand, plus l'orbitale est grande.
n = 1 ⇒ première coque = énergie la plus basse autorisée = état fondamental

Nombre quantique azimutal (l):

l = 0, 1, 2, … n-1
Il décrit la forme de l'orbitale atomique:

l = 0 ⇒ orbitale s (symétrie sphérique)
l = 1 ⇒ orbitale p (symétrie cylindrique autour de son axe long)
l = 2 ⇒ orbitale d
l = 3 ⇒ orbitale f
 

Les orbitales atomiques sont caractérisées par des ensembles de nombres quantiques :

n = 2, l = 1 ⇒ orbitale 2p
n = 3, l = 0 ⇒ orbitale 3s

Nombre quantique magnétique (m_l):

m_l = -l, -l + 1, …, -1, 0, 1, …, l - 1, l
Il décrit l'orientation de l'orbitale dans l'espace

Orbitale s : l = 0 ⇒ m_l = 0 ⇒ 1 orientation possible
Orbitale p : l = 1 ⇒ m_l = -1, 0, 1 ⇒ 3 orientations différentes : p_x, p_y et p_z
Orbitale d : l = 2 ⇒ m_l = -2, -1, 0, 1, 2 ⇒ 5 orientations différentes : d_xy, d_yz, d_xz, d_x²-y² et d_z²

Attention : l = 1, m_l = -1 ne veut pas dire p_x mais orbitale p avec une orientation spécifique (p_x ou p_y ou p_z) différente de celles des orbitales l = 1, m_l = 0 et 1

Nombre quantique de spin (m_s):

Couche vs. sous-couche

Couche électronique : un groupe d'orbitales atomiques avec le même nombre quantique principal n (n = 1 ⇒ première couche)
Sous-couche électronique : un groupe d'orbitales atomiques avec le même nombre quantique principal n et nombre quantique azimutal l
 

Nombre de sous-couches dans les deux premières couches électroniques :

Première couche : n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ 1 sous-couche (sous-couche s)
Deuxième couche : n = 2 ⇒ l = 0, 1 ⇒ 2 sous-couches (sous-couche s et sous-couche p)

Énergies des orbitales atomiques

Configuration électronique :

La disposition des électrons dans les orbitales atomiques d'un atome. Une orbitale atomique peut contenir un maximum de 2 électrons. Le nombre maximum d'électrons dans chaque sous-couche est le suivant :

• Sous-couche s : 1 orbitale s ⇒ 2 électrons
• Sous-couche p : 3 orbitales p ⇒ 6 électrons
• Sous-couche d : 5 orbitales d ⇒ 10 électrons
• Sous-couche f : 7 orbitales f ⇒ 14 électrons

Comment écrire la configuration électronique :

• Les électrons résident dans les orbitales à la plus basse énergie disponible
• Chaque orbitale peut accommoder un maximum de 2 électrons
• Les orbitales sont remplies par ordre d'énergie orbitale

Configuration électronique de l'oxygène et du fer :

Oxygène (Z=8) ⇒ 8 protons + neutre ⇒ 8 électrons : 1s² 2s² 2p⁴
Fer (Z=26) ⇒ 26 protons + neutre ⇒ 26 électrons : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Principe d'exclusion de Pauli :

2 électrons dans un atome ne peuvent pas avoir le même ensemble de 4 nombres quantiques (n, l, m_l, m_s)
 

Première couche : n = 1 ⇒ seulement 2 combinaisons possibles : (1, 0, 0, +1/2) et (1, 0, 0, -1/2)
Cela explique pourquoi il y a un maximum de 2 électrons dans l'orbitale 1s

Principe d'Aufbau :

Les électrons remplissent les sous-couches de plus basse énergie disponible avant de remplir les sous-couches de plus haute énergie. Ce principe, issu de Aufbau en allemand qui signifie «construction», permet de construire le tableau périodique en ajoutant successivement un proton au noyau et un électron dans l'orbitale atomique appropriée

Règle de Hund :

Les orbitales de même énergie, appelées orbitales dégénérées, doivent toutes contenir un électron avec le même spin avant de pouvoir contenir 2 électrons
 

Structure électronique du carbone (Z=6) :

Et non :

Substance paramagnétique : une substance avec des électrons non appariés (faiblement attirée par un champ magnétique)
Substance diamagnétique : une substance sans électrons non appariés (non attirée par un champ magnétique)

État fondamental : l'état d'énergie le plus bas d'un atome

État excité : un état avec une énergie supérieure à celle de l'état fondamental. Les électrons passent de l'état fondamental à l'état excité par radiation électromagnétique d'intensité hν. Le premier état excité correspond à la promotion de l'électron de plus haute énergie de l'état fondamental vers la prochaine orbitale disponible
 

Premier état excité de l'atome de lithium :

Li (1s² 2s¹) + hν → Li* (1s² 2p¹)

Électrons de cœur : électrons des niveaux d'énergie internes. Ils ne participent pas à la liaison chimique et forment le cœur atomique avec le noyau.
Électrons de valence : électrons de la couche occupée la plus externe d'un atome. Ils sont les plus éloignés de la charge positive du noyau et ont donc tendance à réagir plus facilement que les électrons de cœur.
 

Nombre d'électrons de valence dans un atome d'oxygène :

Configuration électronique de l'oxygène : 1s² 2s² 2p⁴
Couche occupée la plus externe : n = 2. Il y a 2 e^- dans 2s, 4 e^- dans 2p ⇒ 6 électrons de valence

Pour la configuration électronique, nous pouvons utiliser une forme abrégée en remplaçant la configuration électronique des électrons de cœur par [gaz noble le plus proche précédent]
 

Fer (Z = 26) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ = [Ar] 4s² 3d⁶