orbitale atomique - Atomic orbital


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Les formes des cinq premières orbitales atomiques sont: 1s, 2s, 2p x , 2p y , et 2p z . Les deux couleurs montrent la phase ou le signe de la fonction d'onde dans chaque région. Ceux - ci sont des graphiques de ψ ( x ,  y ,  z ) des fonctions qui dépendent des coordonnées d'un électron. Pour voir la forme allongée de ψ ( x ,  y ,  z ) 2 fonctions qui montrent une densité de probabilité plus directement, voir les graphiques des orbitales d ci - dessous.

En théorie atomique et la mécanique quantique , une orbitale atomique est une fonction mathématique qui décrit le comportement ondulatoire de l'un électron ou une paire d'électrons à un atome . Cette fonction peut être utilisée pour calculer la probabilité de trouver un quelconque électron d'un atome dans une région spécifique autour du noyau de l' atome . Le terme orbital atomique peut également se référer à la région physique ou de l' espace où l'électron peut être calculée pour être présent, tel que défini par la forme mathématique particulière de l'orbite.

Chaque orbital dans un atome est caractérisé par un ensemble unique de valeurs des trois nombres quantiques n , et m , qui correspondent respectivement à l'électron de l' énergie , moment angulaire , et un moment cinétique composante vectorielle (le numéro quantique magnétique ). Chacun de ces orbitales peut être occupé par un maximum de deux électrons, chacun avec son propre nombre quantique de spin s . Les noms simples de l' orbite , p orbital , orbitale d et f orbital se réfèrent à des orbitales avec un moment angulaire nombre quantique = 0, 1, 2 et 3 respectivement. Ces noms, ainsi que la valeur de  n , sont utilisés pour décrire les configurations d'électrons d'atomes. Elles sont dérivées de la description par les premiers spectroscopistes de certaines séries de métaux alcalins lignes spectroscopiques comme s harpe, p RINCIPALES, d iffuse, et f FONDAMENTAUX. Orbitals pour > 3 continuent par ordre alphabétique, en omettant j (g, h, i, k, ...) parce que certaines langues ne distinguent pas entre les lettres "i" et "j".

Sont les orbitales atomiques éléments de base du modèle orbital atomique (alternativement connu comme le modèle de nuage électronique ou mécanique des ondes), un cadre moderne pour visualiser le comportement des électrons submicroscopique dans la matière. Dans ce modèle , le nuage d'électrons d'un atome d' électrons multiples peut être considéré comme étant constitué (en approximation) dans une configuration d'électrons qui est un produit de simples hydrogène comme orbitales atomiques. La répétition de la périodicité des blocs de 2, 6, 10 et 14 des éléments à l' intérieur des sections de la table périodique se produit naturellement à partir du nombre total d'électrons qui occupent un ensemble complet de s , p , d et f orbitales atomiques, respectivement, bien que pour des valeurs plus élevées du nombre quantique n , en particulier lorsque l'atome en question porte une charge positive, les énergies de certaines sous-coquilles deviennent très semblables et si l' ordre dans lequel ils sont dits être peuplé par des électrons (par exemple Cr = [Ar] 4 de 1 3 de d 5 et Cr 2+ = [Ar] 3 d 4 ) ne peut être rationalisé quelque peu arbitraire.

Orbitales atomiques de l' électron dans un atome d'hydrogène , à différents niveaux d'énergie. La probabilité de trouver l'électron est donnée par la couleur, comme représenté sur la touche en haut à droite.

propriétés Electron

Avec le développement de la mécanique quantique et les résultats expérimentaux (tels que les deux diffraction à fente d'électrons), on a découvert que les électrons en orbite autour d' un noyau ne peuvent pas être décrits en détail sous forme de particules, mais nécessaires pour expliquer par la dualité onde-particule . En ce sens, les électrons ont les propriétés suivantes:

propriétés ondulatoires:

  1. Les électrons n'orbite pas le noyau de la manière d'une planète en orbite autour du soleil, mais il existe plutôt comme des ondes stationnaires . Ainsi , la plus faible énergie possible un électron peut prendre est similaire à la fréquence fondamentale d'une onde sur une chaîne. La hausse des états d'énergie sont similaires à des harmoniques de cette fréquence fondamentale.
  2. Les électrons ne sont jamais en un seul emplacement du point, bien que la probabilité d'interaction avec l'électron en un point unique peut être trouvé à partir de la fonction d'onde de l'électron. La charge de l'électron agit comme il est étalé dans l' espace dans une distribution continue, proportionnelle à un point quelconque à l'amplitude au carré de l'électron de la fonction d'onde .

propriétés comme particules:

  1. Le nombre d'électrons en orbite autour du noyau ne peut être un nombre entier.
  2. Électrons sauter entre les particules comme orbitals. Par exemple, si un seul photon frappe les électrons, un seul changement d'électrons indique en réponse au photon.
  3. Les électrons de conserver des propriétés analogues à des particules telles que: chaque état d'onde a la même charge électrique que la particule d'électrons. Chaque état d'onde a un seul tour discret (tourner vers le haut ou vers le bas de spin) en fonction de sa superposition .

Ainsi, en dépit de l'analogie populaire aux planètes tournant autour du Soleil, les électrons ne peuvent pas être décrits simplement comme des particules solides. De plus, orbitales atomiques ne se ressemblent pas étroitement elliptique d'une planète dans les atomes ordinaires. Une analogie plus précise pourrait être celle d'une « atmosphère » grande et souvent de forme irrégulière (l'électron), répartis autour d' une planète relativement petite (le noyau atomique). Orbitales atomiques décrivent exactement la forme de cette « atmosphère » uniquement quand un seul électron est présent en un atome. Lorsque plusieurs électrons sont ajoutés à un seul atome, les électrons supplémentaires ont tendance à se remplir de manière plus uniforme dans un volume d'espace autour du noyau de telle sorte que la collection (parfois appelé « le nuage d'électrons » de l'atome) résultant tend vers une zone globalement sphérique de probabilité décrivant l'emplacement de l'électron, en raison du principe d'incertitude .

définition formelle de la mécanique quantique

Les orbitales atomiques peuvent être définis plus précisément dans formelle mécanique quantique langue. Plus précisément, en mécanique quantique, l'état d'un atome, soit un état propre de l'atomique hamiltonien , est approchée par une extension (voir interaction de configuration expansion et ensemble de base ) dans des combinaisons linéaires des produits anti-symétrisée ( déterminants de Slater ) à une ou fonctions d'électrons. Les composantes spatiales de ces fonctions à un électron sont appelés orbitales atomiques. (Si l' on considère également la rotation des composants, on parle d' orbitales de spin atomiques .) Un état est en fait une fonction des coordonnées de tous les électrons, de sorte que leur mouvement est en corrélation, mais cela est souvent approximée par ce modèle de particules indépendantes de produits de fonctions d'onde des électrons célibataires. (La force de dispersion Londres , par exemple, dépend de la corrélation du mouvement des électrons).

En physique atomique , les raies spectrales atomiques correspondent à des transitions ( des sauts quantiques ) entre les états quantiques d'un atome. Ces états sont marqués par un ensemble de nombres quantiques résumés dans le symbole terme et généralement associés à des configurations particulières d'électrons, à savoir, par des régimes d'occupation des orbitales atomiques (par exemple, 1s 2  2s 2  2p 6 pour l'état fondamental du néon symbole -TERM : 1 S 0 ).

Cette notation signifie que les déterminants de Slater correspondants ont un poids plus clair dans l' interaction de configuration expansion. Le concept orbital atomique est donc un concept clé pour la visualisation du processus d'excitation associé à une donnée transition . Par exemple, on peut dire d'une transition dans la mesure où il correspond à l'excitation d'un électron d'une orbitale occupée à une orbitale inoccupée donnée. Néanmoins, il faut garder à l' esprit que les électrons sont des fermions gouvernées par le principe d'exclusion de Pauli et ne peuvent pas être distingués des autres électrons dans l'atome. De plus, il arrive parfois que l'expansion de l' interaction de configuration converge très lentement et que l' on ne peut pas parler de simple fonction d'onde d' un facteur déterminant du tout. Tel est le cas lorsque la corrélation électronique est grande.

Fondamentalement, une fonction d'onde est un électron orbital atomique, même si la plupart des électrons n'existent pas dans les atomes à un électron, et ainsi de la vue à un électron est une approximation. Lorsque vous pensez à orbitals, nous sommes souvent donné une visualisation orbitale fortement influencée par la Hartree-Fock approximation, ce qui est une façon de réduire la complexité de la théorie des orbitales moléculaires .

Types de orbitals

Vues 3D de quelques hydrogène comme orbitales atomiques montrant la densité de probabilité et de la phase ( g orbitales et ne sont pas représentés plus haut)

Orbitales atomiques peuvent être de l'hydrogène en forme de « orbitales » qui sont des solutions exactes à l' équation de Schrödinger pour un atome d' hydrogène de type « atome » ( par exemple, un atome avec un électron). En variante, orbitales atomiques se réfèrent à des fonctions qui dépendent des coordonnées d'un électron ( par exemple, les orbitales) , mais sont utilisés comme points de départ pour l' approximation des fonctions d'onde qui dépendent des coordonnées simultanée de tous les électrons dans un atome ou une molécule. Les systèmes de coordonnées choisies pour orbitales atomiques sont habituellement des coordonnées sphériques ( r , θ, φ) en atomes et cartésiens (x, y, z) dans les molécules polyatomiques. L'avantage de coordonnées sphériques (pour les atomes) est qu'une fonction d'onde orbitale est un produit de trois facteurs chacun dépendant d'une seule coordonnée: ψ ( r , θ, φ) = R ( r ) Θ (θ) Φ (φ) . Les facteurs angulaires des orbitales atomiques Θ (θ) Φ (φ) générer s, p, d, etc. fonctions comme de véritables combinaisons d' harmoniques sphériques Y ℓm (θ, φ) (où et m sont des nombres quantiques). Il y a typiquement trois formes mathématiques pour les fonctions radiales  R ( r ) qui peut être choisi comme point de départ pour le calcul des propriétés des atomes et des molécules avec beaucoup d' électrons:

  1. Les orbitales atomiques d' hydrogène de type sont dérivées de la solution exacte de l'équation de Schrödinger pour un électron et un noyau, un atome d'hydrogène analogue . La partie de la fonction qui dépend de la distance r à partir du noyau a des noeuds (noeuds radiaux) et se décompose comme e - (x distance constante) .
  2. L' orbitale de type Slater- (STO) est une forme sans noeuds radiaux mais décroît à partir du noyau tout comme l'hydrogène de type orbital.
  3. La forme du type gaussien orbital (gaussienne) n'a pas de noeuds radiaux et se décompose comme .

Bien que l'hydrogène comme orbitales sont encore utilisés comme outils pédagogiques, l'avènement des ordinateurs a OCT préférable que les atomes et les molécules diatomiques depuis des combinaisons de OCT peut remplacer les noeuds dans l'hydrogène de type orbital atomique. Gaussiennes sont typiquement utilisés dans des molécules ayant au moins trois atomes. Bien que pas aussi précis par eux-mêmes comme observateurs à court terme, des combinaisons de plusieurs gaussiennes peuvent atteindre la précision des orbitales hydrogénoïdes.

L'histoire

Le terme « orbital » a été inventé par Robert Mulliken en 1932 comme une abréviation pour fonction d'onde orbitale d' un électron . Cependant, l'idée que les électrons peuvent tourner autour d' un noyau compact avec moment angulaire défini a été soutenu de façon convaincante au moins 19 ans plus tôt par Niels Bohr , et le physicien japonais Hantaro Nagaoka a publié une hypothèse basée orbite pour le comportement électronique dès 1904. Explication de la comportement de ces électrons « orbites » a été l' une des forces motrices du développement de la mécanique quantique .

Les premiers modèles

Avec JJ Thomson découverte de l'électron en 1897, il est devenu clair que les atomes ne sont pas les plus petits éléments de la nature, mais étaient plutôt des particules composites. La structure nouvellement découverte dans les atomes tentées d'imaginer comment de nombreux éléments constitutifs de l'atome peuvent interagir les uns avec les autres. Thomson a théorisé que les électrons dans les anneaux multiples ont tourné en orbite semblable à l' intérieur d' une substance gélatineuse chargée positivement, et entre la découverte électronique et 1909, ce « modèle de plum pudding » était l'explication la plus largement acceptée de la structure atomique.

Peu de temps après la découverte de Thomson, Hantaro Nagaoka prédit un autre modèle pour la structure électronique. Contrairement au modèle de plum pudding, la charge positive dans « Modèle saturnien » de Nagaoka a été concentrée dans un noyau central, tirant les électrons sur des orbites circulaires rappelant les anneaux de Saturne. Peu de gens ont remarqué des travaux de Nagaoka à l'époque, et Nagaoka lui - même reconnu un défaut fondamental dans la théorie même à sa conception, à savoir qu'un objet chargé classique ne peut pas soutenir le mouvement orbital , car il accélère et perd donc de l' énergie due au rayonnement électromagnétique. Néanmoins, le modèle saturnienne avéré avoir plus en commun avec la théorie moderne que l' un de ses contemporains.

Bohr atome

En 1909, Ernest Rutherford a découvert que la plus grande partie de la masse atomique est étroitement condensé dans un noyau, qui a également été jugée chargée positivement. Il est devenu clair de son analyse en 1911 que le modèle de plum pudding ne pouvait pas expliquer la structure atomique. En 1913 , comme étudiant post-doctoral de Rutherford, Niels Bohr a proposé un nouveau modèle de l'atome, où les électrons en orbite autour du noyau avec des périodes classiques, mais étaient autorisés à avoir des valeurs discrètes de moment angulaire, en unités quantifiée h / 2π . Cette contrainte automatiquement autorisée seulement certaines valeurs des énergies d'électrons. Le modèle de Bohr de l'atome a réglé le problème de la perte d'énergie du rayonnement à partir d' un état fondamental (en déclarant qu'il n'y avait pas d' état en dessous de ce), et plus important encore expliqué l'origine de raies spectrales.

Le modèle de Rutherford-Bohr de l'atome d'hydrogène.

Après l'utilisation de Bohr d' Einstein explication de la effet photoélectrique pour relier les niveaux d'énergie dans les atomes avec la longueur d' onde de la lumière émise, la connexion entre la structure des électrons dans les atomes et l' émission et les spectres d' absorption des atomes est devenu un outil de plus en plus utile dans la compréhension d'électrons dans les atomes. La caractéristique la plus importante des spectres d' émission et d'absorption (connu expérimentalement depuis le milieu du 19ème siècle), était que ces spectres atomiques contenaient des lignes discrètes. L'importance du modèle de Bohr est qu'il lié les lignes d' émission et des spectres d'absorption pour les différences d'énergie entre les orbites des électrons qui pourraient prendre autour d' un atome. Cela a été, cependant, pas atteint par Bohr en donnant les électrons une sorte de propriétés ondulatoires, puisque l'idée que les électrons peuvent se comporter comme des ondes de matière n'a pas été suggéré jusqu'à onze ans plus tard. Pourtant, l'utilisation du modèle Bohr de moment angulaire quantifiée et les niveaux d'énergie donc quantifiées était une étape importante vers la compréhension des électrons dans les atomes, et aussi une étape importante vers le développement de la mécanique quantique en suggérant que les restrictions quantifiées doivent tenir compte de tous les niveaux d'énergie discontinus et les spectres en atomes.

Avec de Broglie suggestion de l'existence d'ondes de matière électronique en 1924, et pendant une courte période avant 1926 complète l' équation de Schrödinger traitement de l' atome d'hydrogène semblable , une « longueur d' onde » électronique Bohr pourrait être considérée comme une fonction de son élan , et donc un électron en orbite autour Bohr a été vu en orbite dans un cercle à un multiple de sa demi-longueur d' onde (modèle physique incorrect ce Bohr est encore souvent enseignée aux étudiants débutants). Le modèle de Bohr pendant une courte période peut être considérée comme un modèle classique avec une contrainte supplémentaire fournie par l'argument de la « longueur d' onde ». Cependant, cette période a été immédiatement remplacée par la mécanique pleine onde en trois dimensions de 1926. Dans notre compréhension actuelle de la physique, le modèle Bohr est appelé un modèle semi-classique en raison de sa quantification du moment angulaire, pas principalement en raison de sa relation avec longueur d' onde électronique, qui est apparu en recul une douzaine d' années après le modèle Bohr a été proposé.

Le modèle de Bohr a pu expliquer les spectres d'émission et d' absorption de l' hydrogène . Les énergies des électrons dans le n = 1, 2, 3, etc. états dans le modèle Bohr correspondent à celles de la physique actuelle. Cependant, cela n'a pas expliqué les similitudes entre les différents atomes, exprimée par le tableau périodique, comme le fait que l' hélium (deux électrons), le néon (10 électrons) et d' argon (18 électrons) présentent une inertie chimique similaire. Moderne mécanique quantique explique ceci en termes de coquilles d'électrons et sous - couches qui peuvent contenir chacun un nombre d'électrons déterminés par le principe d'exclusion de Pauli . Ainsi , le n = 1 état peut contenir un ou deux électrons, tandis que la n = 2 état peut contenir jusqu'à huit électrons 2s et 2p sous - couches. Dans l' hélium, tous n = 1 états sont entièrement occupés; de même pour n = 1 et n = 2 dans le néon. Dans l' argon les 3 et 3p sous - couches sont également entièrement occupés par huit électrons; la mécanique quantique permet aussi un 3d mais est sous - shell à plus haute énergie que les 3 et 3p dans l' argon (contrairement à la situation dans l'atome d'hydrogène) et reste vide.

Les conceptions modernes et des connexions au principe d'incertitude de Heisenberg

Immédiatement après Heisenberg a découvert son principe d'incertitude , Bohr a noté que l'existence d'une sorte de paquet d'ondes implique l' incertitude dans la fréquence de l' onde et la longueur d' onde, car une propagation des fréquences est nécessaire pour créer le paquet lui - même. En mécanique quantique, où toutes les quantités de mouvement des particules sont associées avec des vagues, il est la formation d'un tel paquet d'ondes qui se localise l'onde, et donc la particule, dans l' espace. Dans les États où une particule quantique est lié, il doit être localisé comme un paquet d'ondes, et l'existence du paquet et sa taille minimale implique un écart et une valeur minimale de longueur d' onde de particules, et donc aussi l' élan et l' énergie. En mécanique quantique, en tant que particule est localisée dans une région plus petite dans l' espace, le paquet d'ondes comprimé associé nécessite une gamme plus en plus grande des quantités de mouvement, et donc plus grande énergie cinétique. Ainsi , l'énergie de liaison pour contenir ou piéger une particule dans une région inférieure de l' espace augmente sans limite que la région de l' espace devient plus petit. Les particules ne peuvent se limiter à un point géométrique dans l' espace, car cela nécessiterait une impulsion de la particule infinie.

En chimie, Schrödinger , Pauling , Mulliken et d' autres ont noté que la conséquence de la relation de Heisenberg était que l'électron, comme un paquet d'ondes, ne pouvait pas être considéré comme ayant une position exacte dans son orbite. Max Born a suggéré que la position de l'électron devait être décrite par une distribution de probabilités qui a été relié à trouver l'électron à un moment de l'onde-fonction qui décrit son paquet d'ondes associé. La nouvelle mécanique quantique n'a pas donné des résultats exacts, mais seulement les probabilités pour l'apparition d'une variété de possibles tels résultats. Heisenberg jugé que le chemin d'une particule mobile n'a pas de sens si nous ne pouvons l' observer, comme nous ne pouvons pas avec des électrons dans un atome.

Dans l'image quantique de Heisenberg, Schrödinger et d' autres, le nombre d'atomes Bohr  n pour chaque orbitale est devenu connu sous le nom d' une n-sphère en trois atome dimensions et a été décrit comme l'énergie moyenne du nuage de probabilité de paquet d'ondes de l'électron qui entoure la atome.

Les noms orbitaux

notation orbitale

Orbitals ont été les prénoms, qui sont généralement donnés sous la forme:

X est le niveau d'énergie correspondant au nombre quantique principal n ; le type est une lettre minuscule désignant la forme ou la sous - couche de l'orbitale, correspondant au nombre quantique angulaire   ; et y est le nombre d'électrons dans cette orbite.

Par exemple, les 1 orbitales 2 (prononcé comme les numéros individuels et des lettres: « une ess deux ») possède deux électrons et est le niveau d'énergie le plus bas ( n = 1 ) et a un nombre angulaire quantique de = 0 , noté s .

notation à rayons X

Il y a aussi un autre système moins fréquent encore utilisé dans la science des rayons X connu sous le nom de notation de rayons X , qui est une continuation des notations utilisées avant la théorie orbitale a été bien comprise. Dans ce système, le nombre quantique principal reçoit une lettre qui lui est associée. Pour n = 1, 2, 3, 4, 5, ... , les lettres associées à ces nombres sont K, L, M, N, O, ... respectivement.

comme l'hydrogène orbitals

Les plus simples orbitales atomiques sont celles qui sont calculées pour les systèmes à un seul électron, tels que l' atome d'hydrogène . Un atome de tout autre élément ionisé vers le bas à un seul électron est très similaire à un atome d' hydrogène, et les orbitales prennent la même forme. Dans l'équation de Schrödinger pour ce système d'un négatif et un positif particule, les orbitales atomiques sont les états propres de l' opérateur hamiltonien pour l'énergie. Ils peuvent être obtenus analytiquement, ce qui signifie que les produits qui en résultent sont orbitals d'une série polynomiale, et les fonctions exponentielles et trigonométriques. (voir atome d'hydrogène ).

Pour les atomes avec deux électrons ou plus, les équations qui régissent ne peuvent être résolus par l'utilisation de méthodes d'approximation itérative. Orbitales des atomes à plusieurs électrons sont qualitativement similaires à ceux de l' hydrogène, et dans les modèles les plus simples, ils sont pris pour avoir la même forme. Pour une analyse plus rigoureuse et précise, des approximations numériques doivent être utilisées.

Une donnée (comme l' hydrogène) est identifié orbitale atomique par des valeurs uniques de trois nombres quantiques: n , et m . Les règles limitant les valeurs des nombres quantiques et leurs énergies (voir ci - dessous), expliquent la configuration électronique des atomes et de la table périodique .

Les états stationnaires ( états quantiques ) des atomes d'hydrogène sont en forme de ses orbitales atomiques. Cependant, en général, le comportement d' un électron est pas complètement décrit par une seule orbitale. États électroniques sont mieux représentés par le temps en fonction « mélanges » ( combinaisons linéaires ) de plusieurs orbitales. Voir combinaison linéaire des orbitales atomiques méthode orbitale moléculaire .

Le nombre quantique n est apparue dans le modèle de Bohr où il détermine le rayon de chaque orbite circulaire d'électrons. En mécanique quantique moderne cependant, n détermine la distance moyenne de l'électron dans le noyau; tous les électrons ayant la même valeur de n se situent à la même distance moyenne. Pour cette raison, avec la même orbitals valeur de n sont dits comprendre une « coquille ». Orbitals avec la même valeur de n et aussi la même valeur de  sont encore plus étroitement liés, et sont dits comprendre un « sous - shell ».

Nombres quantiques

En raison de la nature quantique des électrons autour d'un noyau, orbitales atomiques peuvent être définies de manière unique par un ensemble de nombres entiers appelés nombres quantiques. Ces nombres quantiques ne se produisent que dans certaines combinaisons de valeurs, et leur interprétation physique change en fonction des versions réelles ou complexes des orbitales atomiques sont employés.

complexe orbitals

En physique, la description de l'orbite les plus communes sont basées sur les solutions à l'atome d'hydrogène, où les orbitales sont donnés par le produit entre une fonction radiale et une harmonique sphérique pur. Les nombres quantiques, ainsi que les règles qui régissent leurs valeurs possibles sont les suivantes:

Le nombre quantique principal n décrit l'énergie de l'électron et est toujours un entier positif . En fait, il peut être un entier positif, mais pour les raisons évoquées ci - dessous, un grand nombre sont rarement rencontrés. Chaque atome a, en général, plusieurs orbitales associées à chaque valeur de n ; ces orbitales ensemble sont parfois appelées coquilles d'électrons .

Le nombre quantique azimutal décrit le moment angulaire orbital de chaque électron et est un entier non négatif. Au sein d' une coquille où n est un entier n 0 , valeurs est comprise dans l' ensemble (entier) satisfaisant à la relation . Par exemple, le n = 1  coquille a seulement avec des orbitales , et la n = 2  coquille a seulement orbitales avec , et . L'ensemble des associés à une orbitals valeur particulière de  sont parfois appelés collectivement un sous - shell .

Le nombre quantique magnétique , décrit le moment magnétique d'un électron dans une direction arbitraire, et est également toujours un nombre entier. Au sein d' une sous - couche où est un entier , varie donc: .

Les résultats ci - dessus peuvent être résumés dans le tableau suivant. Chaque cellule représente un sous - shell, et énumère les valeurs de disponibles dans cette sous - shell. Les cellules vides représentent sous - couches qui n'existent pas.

= 0 = 1 = 2 = 3 = 4 ...
n = 1
n = 2 0 -1, 0, 1
n = 3 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2
n = 4 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
n = 5 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 -4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4
... ... ... ... ... ... ...

Sont généralement sous - couches identifiés par leurs - et -values. est représenté par sa valeur numérique, mais est représentée par une lettre comme suit: 0 est représenté par « s », 1 par « p », 2 par « d », par 3 « f », et 4 par « g ». Par exemple, on peut parler de la sous - shell avec et comme un «sous - shell 2s.

Chaque électron a aussi un nombre quantique de spin , s , qui décrit la rotation de chaque électron (tourner vers le haut ou vers le bas de spin). Le nombre de peut être + 1 / 2 ou - 1 / 2 .

Le principe d'exclusion de Pauli stipule que deux électrons dans un atome peuvent avoir les mêmes valeurs de quatre nombres quantiques. S'il y a deux électrons dans une orbitale avec des valeurs données pour trois nombres quantiques, (n, l, m), ces deux électrons doivent se distinguent par leur rotation.

Les conventions ci - dessus impliquent un axe préférentiel (par exemple, la z direction en coordonnées cartésiennes), et ils impliquent également une direction préférentielle le long de cet axe préféré. Sinon , il n'y aurait aucun sens à distinguer m = 1 de m = -1 . En tant que tel, le modèle est le plus utile lorsqu'il est appliqué à des systèmes physiques qui partagent ces symétries. L' expérience de Stern-Gerlach - où un atome est exposé à un champ magnétique - fournit un exemple.

réels orbitals

Animation des superpositions variant de façon continue entre le et les orbitales.

Un atome qui est incorporé dans un solide cristallin se sent plusieurs axes privilégiés, mais souvent pas de direction privilégiée. Au lieu de construire orbitales atomiques sur le produit de fonctions radiales et une seule harmonique sphérique , des combinaisons linéaires des harmoniques sphériques sont généralement utilisés, conçus de telle sorte que la partie imaginaire des harmoniques sphériques annuler. Ces véritables orbitals sont les blocs de construction les plus couramment représentés en orbite visualisations.

Dans les réelles orbitales de l' hydrogène comme, par exemple, n et ont la même interprétation et de l' importance que leurs homologues complexes, mais m n'est plus un bon nombre quantique (bien que sa valeur absolue est). Les orbitales de nouveaux noms en fonction de leur forme par rapport à une base normalisée cartésienne. Les véritables orbitales p hydrogène comme sont donnés ci - après

p 0 = R n  1 Y 1 0 , p 1 = R n  1 Y 1 1 , et p -1 = R n  1 Y 1 -1 , sont les orbitales complexes correspondant à = 1 .

Les équations pour les p x et p y orbitales dépendent de la convention de phase utilisé pour les harmoniques sphériques. Les équations ci - dessus supposent que les harmoniques sphériques sont définis par . Cependant , certains physiciens quantiques comprennent un facteur de phase (-1) m dans ces définitions, ce qui a pour effet de relier le p x orbital à une différence d'harmoniques sphériques , et le p y orbital à la correspondante somme . (Pour plus de détails, voir harmoniques sphériques # Conventions ).

Formes de orbitals

Vue en nuage transparent d'un 6s calculées ( n = 6, = 0, m = 0) un atome d'hydrogène orbital. Les orbitales s, bien symétrique sphérique, sont des noeuds d'onde radialement placé pour n > 1 . S uniquement orbitales ont invariablement un centre anti-noeud; les autres types ne le font jamais.

Images simples montrant des formes orbitales sont destinées à décrire les formes angulaires des régions dans l' espace où les électrons occupant l'orbitale sont susceptibles de se trouver. Les schémas ne peuvent pas montrer toute la région où un électron se trouve, car , selon la mécanique quantique il y a une probabilité non nulle de trouver l'électron (presque) partout dans l' espace. Au lieu de cela les schémas sont des représentations approximatives des limites ou des surfaces contour où la densité de probabilité | ψ ( r , θ, φ) | 2 a une valeur constante, choisie de telle sorte qu'il existe une certaine probabilité (par exemple 90%) de trouver l'électron dans le contour. Bien que | ψ | 2 comme le carré d'une valeur absolue est partout non négatif, le signe de la fonction d'onde ψ ( r , θ, φ) est souvent indiquée dans chaque sous - région de l'image orbital.

Parfois , la ψ fonction sera représentée graphiquement pour montrer ses phases, plutôt que le | ψ ( r , θ, φ) | 2 qui montre la densité de probabilité , mais n'a pas phases (qui ont été perdues dans le processus de prise de la valeur absolue, étant donné que ψ ( r , θ, φ) est un nombre complexe). | ψ ( r , θ, φ) | 2 graphiques orbitales ont tendance à avoir moins sphériques, lobes plus minces que ψ ( r , thetav, & phiv) graphiques, mais qui ont le même nombre de lobes dans les mêmes lieux, et autres sont reconnaissables. Cet article, afin de montrer les phases de la fonction d'onde, montre la plupart du temps ψ ( r , thetav, & phiv) graphiques.

Les lobes peuvent être considérées comme des ondes stationnaires parasites des motifs entre les deux contre - rotation, de résonance bague ondes progressives « m » et « - m » modes, avec la projection de l'orbite dans le plan xy ayant une « résonance m longueurs d' onde » autour de la circonférence . Bien que rarement représenté les solutions à ondes progressives peuvent être considérés comme tori bagués rotation, avec les bandes représentant une information de phase. Pour chaque m il y a deux solutions d'ondes stationnaires m ⟩ + ⟨- m et m ⟩-⟨- m . Pour le cas où m = 0 l'orbitale est vertical, des informations de contre - rotation est inconnue, et l'orbitale est symétrique de l' axe z. Pour le cas où = 0 il n'y a pas de contre modes de rotation. Il n'y a que les modes radiaux et la forme est à symétrie sphérique. Pour toute donnée n , le plus petit est, les noeuds radiaux plus il y a . Grosso modo n est l' énergie, est analogue à l' excentricité , et m est l' orientation. Dans le cas classique, un anneau ondes progressives de résonance, par exemple dans une ligne de transmission circulaire, à moins activement forcée, se désintègre spontanément en un anneau onde stationnaire de résonance , car réflexions s'accumuler au fil du temps à la moindre imperfection ou discontinuité.

D'une manière générale, le nombre n détermine la taille et de l' énergie de l'orbitale pour un noyau suivant: en tant que n augmente, la taille des augmentations orbitales. Lorsque l'on compare les différents éléments, la charge nucléaire supérieure Z des éléments plus lourds provoque orbitalaire à contracter par rapport à ceux plus légers, de sorte que la taille globale de l'ensemble atome reste très à peu près constante, de même que le nombre d'électrons dans les éléments plus lourds (plus Z ) augmente.

Expérimentalement imagée 1 s et 2 p orbitales noyau-électron de Sr, y compris les effets des vibrations thermiques atomiques et l' élargissement d'excitation, récupérées à partir de la spectroscopie dispersive des rayons x d' énergie (EDX) à balayage microscopie électronique à transmission (STEM).

En outre , en termes généraux, détermine une forme de l' orbite, et m son orientation. Cependant, étant donné que certains sont décrits par orbitals équations en nombres complexes , la forme dépend parfois de m aussi. Ensemble, l'ensemble des orbitales pour une donnée et n remplissent l' espace aussi symétrique que possible, bien que des ensembles de plus en plus complexes des lobes et des noeuds.

Le single s orbitaux ( ) sont en forme de sphères. Pour n = 1 , il est à peu près une bille solide (il est le plus dense au centre et disparaît de façon exponentielle vers l' extérieur), mais pour n = 2 ou plus, est composé chacun simples s-orbitaire de surfaces à symétrie sphérique qui sont des coquilles imbriquées ( à savoir, la « structure d'onde » est radial, suivant une composante radiale sinusoïdale aussi bien). Voir l' illustration d'une section transversale de ces coquilles imbriquées, à droite. Le S-orbitales pour tous les n nombres sont les seuls orbitales avec un anti-noeud (une région de densité de la fonction d'onde élevée) au centre du noyau. Tous les autres orbitales (p, d, f, etc.) ont un moment angulaire, et d' éviter ainsi le noyau (ayant un noeud d'onde au noyau). Récemment, il y a eu un effort pour expérimentalement les images 1 s et 2 p orbitials en SrTiO 3 cristal en utilisant la microscopie électronique à transmission à balayage avec la spectroscopie dispersive des rayons x d' énergie. Étant donné que la formation d' image a été effectuée en utilisant un faisceau d'électrons, l' interaction du faisceau-orbital Coulomb qui est souvent appelé comme l'effet de paramètre d'impact est inclus dans le résultat final (voir la figure de droite).

Les formes de p, d et f-orbitales sont décrites ici verbalement et représentés graphiquement sur la table Orbitals ci - dessous. Les trois orbitales p pour n = 2 présentent la forme de deux ellipsoïdes avec un point de tangence sur le noyau (la forme à deux lobes est parfois désigné comme un « haltère » -il y a deux lobes pointant dans des directions opposées l'une de l'autre ). Les trois orbitales p dans chaque coquille sont orientées à angle droit par rapport à l'autre, tel que déterminé par leur combinaison linéaire respective de valeurs de  m . Le résultat global est un lobe de pointage le long de chaque direction des axes primaires.

Quatre des cinq orbitales d pour n = 3 se ressemblent, chacun avec quatre lobes en forme de poire, chaque tangente lobe perpendiculairement à deux autres, et les centres de tous les quatre situés dans un plan. Trois de ces plans sont les xy, xz, yz et-plans-lobes sont entre les paires d'axes primaires-et le quatrième a les centres le long de x et y s'axes. La cinquième et dernière d-orbital est constitué de trois régions de forte densité de probabilité: un tore avec deux régions en forme de poire placés symétriquement autour de son axe z. Le total général des 18 lobes directionnels pointer dans toutes les directions de l' axe principal et entre chaque paire.

Il y a sept f orbitaux, chacune avec des formes plus complexes que celles des d orbitaux.

En outre, comme cela est le cas avec les orbitales s, p individu, d, orbitales f et g avec n valeurs supérieures à la valeur la plus faible possible, présenter une structure de noeud radiale supplémentaire qui rappelle les ondes harmoniques du même type, par comparaison avec le mode le plus faible (ou fondamentale) de l'onde. Comme orbitales s, ce phénomène fournit p, d, f, et g orbitales à la prochaine valeur plus élevée possible de n (par exemple, contre orbitales 3p 2p fondamental), un noeud supplémentaire dans chaque lobe. Toujours valeurs plus élevées de n augmentent encore le nombre de noeuds radiaux, pour chaque type d'orbite.

Les formes des orbitales atomiques dans un atome d'électrons sont liés à trois dimensions harmoniques sphériques . Ces formes ne sont pas uniques, et toute combinaison linéaire est valide, comme une transformation à des harmoniques cubiques , en fait , il est possible de générer des ensembles où tous les D ont la même forme, tout comme le p x , p y , et p z sont la même forme.

Les 1s, 2s, & orbitales 2p d'un atome de sodium.

Bien que individuels sont le plus orbitals souvent montrés indépendants les uns des autres, les orbitales coexistent autour du noyau en même temps. De plus, en 1927, Albrecht Unsöld prouve que si l' on additionne la densité électronique de toutes les orbitales d'un nombre quantique azimutal particulier de la même coque n (par exemple tous les trois orbitales 2p, ou tous les cinq orbitales 3d) où chaque orbital est occupé par un chaque électron ou est occupé par une paire d'électrons, puis toute dépendance angulaire disparaît; autrement dit, la densité résultante totale de toutes les orbitales atomiques dans cette sous - couche (ceux qui ont la même ) est sphérique. Ceci est connu comme le théorème de Unsöld .

Table ORBITALS

Ce tableau montre toutes les configurations orbitales pour les fonctions réelles d'onde hydrogénoïdes jusqu'à 7s, et couvre donc la configuration électronique simple pour tous les éléments du tableau périodique jusqu'à radium . graphiques « de ψ » sont indiqués avec - et + fonction d'onde phases de deux couleurs différentes (arbitrairement rouge et bleu). Le p z orbital est le même que le p 0 orbital, mais le p x et p y sont formés en prenant des combinaisons linéaires de la p 1 et p -1 orbitales ( ce qui est la raison pour laquelle ils sont mis en vente sous la m = ± 1 étiquette ). En outre, la p 1 et p -1 ne sont pas la même forme que le p 0 , car ils sont purs harmoniques sphériques .

s ( = 0 ) p ( = 1 ) d ( = 2 ) f ( = 3 )
m = 0 m = 0 m = ± 1 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = 0 m = ± 1 m = ± 2 m = ± 3
s p z p x p y d z 2 d xz d yz d xy d x 2 -y 2 f z 3 f xz 2 f yz 2 f xyz f z (x 2 -y 2 ) f x (x 2 -3y 2 ) f y (3x 2 -y 2 )
n = 1 S1M0.png
n = 2 S2M0.png P2M0.png px orbital.png py orbital.png
n = 3 S3M0.png P3M0.png P3x.png P3y.png D3M0.png dxz orbital.png DYZ orbital.png DXY orbital.png DX2-y2 orbital.png
n = 4 S4M0.png P4M0.png P4x.png P4y.png D4M0.png D4xz.png D4yz2.png D4xy.png D4X2-y2.png F4M0.png Fxz2 orbital.png Fyz2 orbital.png fxyz orbital.png Fz (x2-y2) orbital.png Fx (x2-3y2) orbital.png Fy (3x2-y2) orbital.png
n = 5 S5M0.png P5M0.png P5x.png P5y.png D5M0.png D5xz.png D5yz.png D5xy.png D5x2-y2.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
n = 6 S6M0.png P6M0.png P6x.png P6y.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
n = 7 S7M0.png . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

Qualitative compréhension des formes

Les formes des orbitales atomiques peuvent être comprises qualitativement en considérant le cas analogue d' ondes stationnaires sur un tambour circulaire . Pour voir l'analogie, le déplacement vibratoire moyenne de chaque bit de la membrane du tambour du point d'équilibre sur plusieurs cycles (une mesure de la vitesse moyenne de la membrane du tambour et de l' élan à ce moment - là) doit être pris en considération par rapport à la distance de ce point du centre du tambour tête. Si ce déplacement est considéré comme étant analogue à la probabilité de trouver un électron à une distance donnée à partir du noyau, puis on verra que les multiples modes de motifs de forme de disque de vibration qui tracent les différentes formes des orbitales atomiques. La raison fondamentale de cette correspondance réside dans le fait que la distribution de l' énergie cinétique et dynamique en matière d'ondes est un facteur prédictif de l' endroit où la particule associée à l'onde sera. Autrement dit, la probabilité de trouver un électron à un endroit donné est également fonction de la dynamique moyenne de l'électron à ce moment - là, depuis haute impulsion électronique à une position donnée tend à « localiser » l'électron dans cette position, via les propriétés des électrons onde paquets (voir le principe d'incertitude de Heisenberg pour plus de détails du mécanisme).

Cette relation signifie que certaines caractéristiques clés peuvent être observés dans les deux modes de membrane de tambour et orbitales atomiques. Par exemple, dans tous les modes analogues à s  orbitales (la rangée supérieure dans l'illustration animé ci - dessous), on peut voir que le centre de la membrane du tambour vibre plus fortement, ce qui correspond au ventre dans tout l' art  orbitales dans un atome . Cela signifie que le ventre d' électrons est le plus susceptible d'être à la position physique du noyau (qui passe directement à travers la diffusion ou sans substitution , il), étant donné qu'il se déplace (en moyenne) le plus rapidement à ce moment, ce qui lui donne la dynamique maximale.

Une image « orbite planétaire » mentale la plus proche du comportement des électrons dans l  orbitals, qui ont tous pas le moment angulaire, pourrait peut-être celle d'une orbite Keplerian avec l' excentricité orbitale de 1 , mais un axe fini, pas physiquement possible (parce que les particules étaient d'entrer en collision), mais peuvent être imaginées comme une limite d'orbites ayant des axes majeurs égaux mais en augmentant l' excentricité.

Ci - dessous, un certain nombre de modes de vibration de la membrane du tambour et les fonctions d'onde respectives de l'atome d'hydrogène sont représentés. Une correspondance peut être considéré où les fonctions d'onde d'une tête de tambour vibrant sont associés à un système à deux coordonnées ψ ( r , θ) et les fonctions d'onde pour une sphère de vibration sont trois coordonnées ψ ( r , θ, φ) .

Aucun des autres ensembles de modes dans une membrane de tambour ont une centrale antinode, et dans tous le centre du tambour ne se déplace pas. Celles - ci correspondent à un noeud au niveau du noyau pour l' ensemble non d' orbitales à un atome. Ces orbitales ont tous un certain moment angulaire, et dans le modèle planétaire, ils correspondent à des particules en orbite avec une excentricité inférieure à 1,0, de sorte qu'ils ne passent pas directement par le centre du corps primaire, mais gardez un peu loin de.

En outre, les modes de tambour analogues à p et d modes dans une irrégularité spatiale d'émission d'atomes le long des directions radiales différentes du centre du tambour, alors que tous les modes analogues à s  modes sont parfaitement symétrique en direction radiale. Les propriétés de non-symétrie radial de non des orbitales sont nécessaires pour localiser une particule de moment angulaire et une nature d'onde dans une orbite où il doit tendre à rester à l' écart de la force d'attraction central, étant donné que toute particule localisée au niveau du point d'attraction central ne pouvait avoir un moment angulaire. Pour ces modes, les vagues dans la tête de tambour ont tendance à éviter le point central. Ces caractéristiques soulignent à nouveau que les formes des orbitales atomiques sont une conséquence directe de la nature ondulatoire des électrons.

énergie orbitale

En atomes avec un électron unique ( des atomes d'hydrogène en forme ), l'énergie d'un orbital (et, par conséquent, de tous les électrons dans l'orbitale) est déterminée principalement par . Le orbital a la plus faible énergie possible de l'atome. Chaque valeur de successivement plus élevé a un niveau d'énergie plus élevé, mais la différence diminue lorsque augmente. Pour haut , le niveau d'énergie devient si élevée que l'électron peut facilement échapper à l'atome. Dans simples atomes d'électrons, tous les niveaux différents au sein d' une donnée sont dégénérées dans l'approximation Schrödinger, et ont la même énergie. Cette approximation est brisée dans une faible mesure dans la solution de l'équation de Dirac (où l'énergie dépend de n , et un autre nombre quantique j ), et par l'effet du champ magnétique du noyau et l' électrodynamique quantique effets. Ces derniers induisent des différences d'énergie de liaison minuscules en particulier pour les s  électrons qui vont plus près du noyau, puisque ceux - ci se sentent une charge nucléaire très légèrement différent, même dans les atomes un électron; voir changement Lamb .

Dans les atomes avec des électrons multiples, l'énergie d'un électron dépend non seulement des propriétés intrinsèques de son orbite, mais aussi sur ses interactions avec les autres électrons. Ces interactions dépendent du détail de sa distribution de probabilité spatiale, et donc les niveaux d'énergie des orbitales dépendent non seulement , mais aussi sur . Des valeurs plus élevées de sont associées à des valeurs plus élevées de l' énergie; par exemple, l'état est supérieur à 2 p l'état 2s. Lorsque , l'augmentation de l'énergie de l'orbitale devient si grand que de pousser l'énergie de l' orbite au- dessus de l'énergie des s-orbitales dans la prochaine coquille supérieure; lorsque l'énergie est enfoncé dans la coque supérieure en deux étapes. Le remplissage des orbitales 3d ne se produit pas jusqu'à ce que les 4 s ont été remplies orbitals.

L'augmentation de l'énergie de sous - couches d'augmenter le moment cinétique en atomes est la plus élevée des effets d'interaction électron-électron, et il est spécifiquement liée à la capacité des électrons de faible moment angulaire de pénétrer plus efficacement vers le noyau, où ils sont soumis à moins de dépistage de la charge des électrons intermédiaires. Ainsi, dans les atomes de numéro atomique plus élevé, le des électrons devient de plus en plus d'un facteur déterminant dans leur énergie, et les nombres quantiques principaux d'électrons devient de moins en moins important dans leur placement d'énergie.

La séquence de l' énergie des 35 premières sous - couches (par exemple, 1 s, 2p, 3d, etc.) sont données dans le tableau suivant. Chaque cellule représente une sous - couche avec et donné par les indices de ligne et de colonne, respectivement. Le nombre dans la cellule est la position de la sous - couche dans la séquence. Pour obtenir une liste linéaire des sous - couches en matière d'énergies de plus en plus multielectron atomes, voir la section ci - dessous.

s p F g h
1 1
2 2 3
3 4 5 7
4 6 8 dix 13
5 9 11 14 17 21
6 12 15 18 22 26 31
7 16 19 23 27 32 37
8 20 24 28 33 38 44
9 25 29 34 39 45 51
dix 30 35 40 46 52 59

Remarque: les cellules vides indiquent des sous-niveaux inexistants, tandis que le nombre en italique indiquent que pourraient sous-niveaux (potentiellement) existent, mais qui ne détiennent pas des électrons dans un élément actuellement connu.

placement électronique et le tableau périodique

Électrons atomiques et moléculaires orbitales. Le tableau de (orbitals gauche ) est organisé par l' énergie de plus en plus (voir la règle Madelung ). Notez que les orbites atomiques sont des fonctions des trois variables (deux angles et la distance  r à partir du noyau). Ces images sont fidèles à la composante angulaire de l'orbitale, mais pas tout à fait représentatif de l'orbitale dans son ensemble.
atomique et la construction orbitals de tableau périodique

Plusieurs règles régissent le placement des électrons dans orbitals ( configuration électronique ). La première dicte que deux électrons dans un atome peuvent avoir le même ensemble de valeurs de nombres quantiques (ce qui est le principe d'exclusion de Pauli ). Ces nombres quantiques comprennent les trois qui définissent, ainsi orbitals que s , ou de spin quantique nombre . Ainsi, deux électrons peuvent occuper une seule orbite, tant qu'ils ont des valeurs différentes de  s . Cependant, seuls deux électrons, en raison de leur rotation, peuvent être associés à chaque orbitale.

En outre, un électron a toujours tendance à tomber au plus bas état d'énergie possible. Il est possible d'occuper une orbite tant qu'il ne viole pas le principe d'exclusion de Pauli, mais si basse énergie orbitals sont disponibles, cette condition est instable. L'électron finira par perdre de l' énergie (en libérant un photon ) et tomber dans la partie inférieure orbitale. Ainsi, les électrons remplissent orbitales dans l'ordre spécifié par la séquence d'énergie donnée ci - dessus.

Ce comportement est responsable de la structure du tableau périodique . Le tableau peut être divisé en plusieurs rangées (appelées « périodes »), numérotés à partir de 1 au sommet. Les éléments actuellement connus occupent sept périodes. Si une certaine période a le numéro i , il se compose d'éléments dont les électrons plus à l' extérieur tombent dans la i e coquille. Niels Bohr a été le premier à proposer (1923) que la périodicité dans les propriétés des éléments peut être expliqué par le remplissage périodique des niveaux d'énergie des électrons, ce qui entraîne dans la structure électronique de l'atome.

Le tableau périodique peut également être divisée en plusieurs numérotés «rectangulaires blocs . Les éléments appartenant à un bloc donné ont cette caractéristique commune: les électrons d'énergie le plus élevé appartiennent tous à la même -state (mais le n associé à ce -state dépend de la période). Par exemple, les deux colonnes constituent le plus à gauche « s-bloc ». Les électrons les plus externes de Li et Be appartiennent respectivement à la sous - couche 2 s, et ceux de Na et Mg à 3 s sous - shell.

Ce qui suit est l'ordre de remplissage des « orbitales » de sous-shell, ce qui donne aussi l'ordre des « blocs » dans le tableau périodique:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

La nature « périodique » du remplissage des orbitales, ainsi que l' émergence des s , p , d et f « blocs », est plus évident si cet ordre de remplissage est donnée sous forme matricielle, avec l' augmentation des nombres quantiques principaux à partir de la nouvelle rangées ( « périodes ») dans la matrice. Ensuite, chaque sous - shell (composé des deux premiers nombres quantiques) est répétée autant de fois que nécessaire pour chaque paire d'électrons qu'il peut contenir. Le résultat est un tableau périodique comprimé, chaque entrée représentant deux éléments successifs:

1s
2s                                                  2p  2p  2p
3s                                                  3p  3p  3p
4s                              3d  3d  3d  3d  3d  4p  4p  4p
5s                              4d  4d  4d  4d  4d  5p  5p  5p
6s  4f  4f  4f  4f  4f  4f  4f  5d  5d  5d  5d  5d  6p  6p  6p
7s  5f  5f  5f  5f  5f  5f  5f  6d  6d  6d  6d  6d  7p  7p  7p

Bien que ce soit l'ordre général du remplissage orbital selon la règle Madelung, il y a des exceptions, et les énergies électroniques réelles de chaque élément dépendent également des détails supplémentaires des atomes (voir Configuration électronique # Atomes: principe Aufbau et règle Madelung ).

Le nombre d'électrons dans un atome électriquement neutre augmente avec le nombre atomique . Les électrons de la couche plus à l' extérieur, ou les électrons de valence , ont tendance à être responsable du comportement chimique d'un élément. Les éléments qui contiennent le même nombre d'électrons de valence peuvent être regroupés et affichent des propriétés chimiques similaires.

effets relativistes

Pour les éléments dont le numéro atomique élevé Z , les effets de la relativité deviennent plus prononcés, et particulièrement pour les électrons s, qui se déplacent à des vitesses relativistes car elles pénètrent les électrons de criblage à proximité du noyau de haute Z atomes. Cette augmentation de la quantité de mouvement relativiste des électrons à grande vitesse provoque une diminution correspondante de la longueur d' onde et la contraction de 6s orbitales par rapport à 5d orbitales (par rapport à s et correspondant électrons d dans des éléments plus légers dans la même colonne de la classification périodique); cela se traduit par des électrons de valence 6s deviennent abaissées dans l' énergie.

Des exemples de résultats physiques importantes de cet effet comprennent la température de fusion abaissée du mercure (qui résulte de 6s électrons ne pas être disponible pour la liaison du métal) et la couleur dorée de l' or et le césium .

Dans le modèle de Bohr , un n = 1 d'  électrons a une vitesse donnée par où Z est le nombre atomique, est la constante de structure fine , et c est la vitesse de la lumière. Dans la mécanique quantique non-relativistes, par conséquent, tout atome ayant un numéro atomique supérieur à 137 , il faudrait les électrons 1s à se rendront plus rapide que la vitesse de la lumière. Même dans l' équation de Dirac , qui représente les effets relativistes, la fonction d'onde de l'électron pour les atomes avec Z > 137 est oscillatoire et sans limite . L'importance de l' élément 137, également connu sous le untriseptium , a d' abord été signalé par le physicien Richard Feynman . Élément 137 est parfois officieusement appelé feynmanium (symbole Fy). Cependant, l'approximation de Feynman ne parvient pas à prédire l'exacte valeur critique de  Z en raison de la nature non point charge du noyau et très petit rayon orbital des électrons internes, entraînant un potentiel vu par les électrons internes qui est effectivement inférieur à Z . La critique Z  valeur qui rend l'atome instable à l' égard de ventilation à haut champ du vide et de la production de paires électron-positron, ne se produit pas jusqu'à ce que Z est d' environ 173. Ces conditions ne sont pas considérées sauf transitoirement dans des collisions de noyaux très lourds, comme du plomb ou de l' uranium dans les accélérateurs, où cette production électron-positon de ces effets a été revendiquée à respecter. Voir Extension du tableau périodique au - delà de la septième période .

Il n'y a pas de noeuds dans les densités orbitales relativistes, bien que les composants individuels de la fonction d'onde auront des noeuds.

Les transitions entre les orbitals

états quantiques consolidés ont des niveaux d'énergie discrets. Lorsqu'il est appliqué à orbitales atomiques, cela signifie que les différences d'énergie entre les états sont aussi discret. Une transition entre ces états (par exemple, un électron absorbant ou émettant un photon) ne peut donc se produire si le photon a une énergie correspondant à la différence d'énergie entre lesdits états exact.

Considérons deux états de l'atome d'hydrogène:

Etat 1) n = 1 , = 0 , m = 0 et s = + 1 / 2

Etat 2) n = 2 , = 0 , m = 0 et s = + 1 / 2

En théorie quantique, l' état 1 a une énergie fixe de E 1 , et de l' état 2 a une énergie fixe de E 2 . Maintenant, qu'est - ce qui se passerait si un électron dans l' état 1 devait passer à l' état 2? Pour que cela se produise, l'électron aurait besoin d'obtenir une énergie exactement E 2 - E 1 . Si l'électron reçoit de l' énergie qui est inférieure ou supérieure à cette valeur, il ne peut pas sauter d' un état 1 à l' état 2. Maintenant, supposons que nous l'atome d'irradier un large spectre de la lumière. Photons qui atteignent l'atome qui ont une énergie exactement E 2 - E 1 sera absorbée par l'électron dans l' état 1, et cet électron saute à l' état 2. Cependant, les photons qui sont dans l' énergie supérieure ou inférieure ne peut pas être absorbé par le électronique, parce que l'électron ne peut passer à l' un des orbitals, il ne peut pas passer à un état entre orbitals. Le résultat est que seuls les photons d'une fréquence spécifique seront absorbés par l'atome. Cela crée une ligne dans le spectre, connu sous le nom d' une ligne d'absorption, ce qui correspond à la différence d'énergie entre les états 1 et 2.

Le modèle orbital atomique prédit ainsi des spectres de raies, qui sont observées expérimentalement. Ceci est l'un des principaux du modèle de validation orbitale atomique.

Le modèle orbital atomique est néanmoins une approximation de la théorie quantique complète, qui ne reconnaît que de nombreux états électroniques. Les prédictions des spectres de raies sont qualitativement utiles, mais ne sont pas quantitativement précis pour les atomes et les ions autres que ceux contenant un seul électron.

Voir également

Références

Pour en savoir plus

Liens externes