Nombres Quantiques et Structure Atomique

**Nombres Quantiques et Orbitales Atomiques**

Modèle Mécanique Quantique de l'Atome

Le modèle mécanique quantique de l'atome repose sur les idées fondamentales de la mécanique quantique. La première conséquence du principe d'incertitude est qu'il est impossible d'établir avec précision la trajectoire de l'électron dans l'espace.

Orbitales Atomiques et Nombres Quantiques

Chaque orbitale atomique est décrite par les valeurs de trois nombres quantiques et a une valeur d'énergie caractéristique obtenue par l'équation de Schrödinger. Placer les électrons dans les orbitales donne ce qu'on appelle une configuration électronique.

Définition des Nombres Quantiques

Les nombres quantiques n, l, et m_l proviennent de la résolution de l'équation d'onde, tandis que m_s est introduit plus tard pour expliquer certaines anomalies dans le spectre de l'hydrogène. Chaque combinaison de valeurs des nombres quantiques n, l, m_l décrit une orbitale atomique unique.

• Nombre quantique principal (n) : Indique le niveau d'énergie d'un électron dans un atome. n = 1, 2, 3, 4... Il est lié à la distance de l'électron au noyau ou à la taille de l'orbitale. Plus la valeur de n est grande, plus la distance de l'électron au noyau est grande, et donc plus l'orbitale est grande.
• Nombre quantique secondaire ou azimutal (l) : Indique la forme des orbitales. Il indique également le nombre et les types de sous-niveaux d'énergie qui peuvent exister pour un niveau d'énergie n. l = 0, 1, 2, ... (n-1). Ainsi, pour l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d), l = 3 (f).
• Nombre quantique magnétique (m_l) : Indique les orientations spatiales possibles que peut prendre une orbitale donnée. Le nombre de valeurs que peut prendre m_l nous indique combien d'orbitales d'un certain type existent dans chaque sous-couche d'énergie : (2l + 1) orbitales.
• Nombre quantique de spin (m_s) : Indique les deux seules orientations possibles que peut prendre le champ magnétique créé par l'électron en rotation. m_s = -1/2, +1/2. Les électrons se comportent comme de petits aimants.

Types d'Orbitales Atomiques

Distribution des Orbitales Atomiques

Il faut connaître l'énergie des différentes orbitales dans l'atome et voir comment les électrons y sont distribués. Ces deux aspects permettent d'écrire la configuration électronique d'une couche électronique donnée.

1. Chaque atome, ou niveau d'énergie, contient plusieurs sous-niveaux ou types d'orbitales (s, p, d et f).
2. Pour chaque valeur de l, les valeurs permises de m_l fournissent le nombre d'orbitales pour chaque niveau d'énergie.
3. Chaque type a les mêmes sous-niveaux d'énergie que le niveau précédent, plus un nouveau type.

Forme des Orbitales Atomiques

Les orbitales n'ont pas une forme géométrique définie, sans frontières ni limites. Toutefois, il est commode de les représenter par une figure géométrique particulière. Les orbitales s ont une symétrie sphérique, tandis que les orbitales p, d et f sont composées de lobes. Le centre géométrique de toute orbitale coïncide avec la position du noyau.

On peut dire que la forme des orbitales dépend de la valeur du nombre quantique secondaire, l. La taille de l'orbitale est fonction de la valeur du nombre quantique principal, n.

Énergie des Orbitales Atomiques

1. L'énergie des orbitales atomiques, et donc leur instabilité, augmente avec la valeur de n + l.
2. Lorsque pour deux orbitales la somme n + l est la même, l'énergie augmente avec une valeur plus élevée de n.

Les orbitales avec une énergie égale sont appelées orbitales dégénérées. Cette égalité d'énergie est rompue en présence d'un champ magnétique : l'orientation spatiale différente des orbitales fait que leurs interactions avec le champ magnétique, et donc leur contenu énergétique, deviennent différents. C'est ce qu'on appelle l'effet Zeeman, qui entraîne la présence de nouveaux niveaux d'énergie et l'apparition de lignes supplémentaires dans le spectre atomique.

Configurations Électroniques

Une configuration électronique est la distribution des électrons d'un atome ou d'un ion dans leurs orbitales respectives. Lorsque cette configuration est celle de plus basse énergie, elle est appelée état fondamental. Le niveau d'énergie le plus externe est appelé configuration électronique de la couche de valence.

Principe d'Exclusion de Pauli

Dans un même atome, il ne peut pas y avoir deux électrons avec les valeurs des quatre mêmes nombres quantiques. Les conséquences immédiates sont :

1. Chaque orbitale ne peut contenir qu'un maximum de deux électrons.
2. Ces deux électrons doivent avoir des spins opposés, on dit que les spins sont appariés.

Diagramme d'Occupation des Orbitales

Le diagramme d'occupation des orbitales permet d'obtenir la configuration électronique d'un atome ou d'un ion dans son état fondamental.

Configurations Électroniques des Ions

Pour un ion, il faut ajouter ou soustraire autant d'électrons que l'indique la charge, en ajoutant dans le cas d'un anion et en soustrayant dans le cas d'un cation.

Règle de Hund (Principe de Multiplicité Maximale)

Quand dans un sous-niveau, il y a plusieurs orbitales d'énergie disponible, les électrons ont tendance à occuper le maximum d'entre elles, et avec des spins parallèles. La configuration qui aurait l'atome de carbone dans son état fondamental est celle qui respecte cette règle.

Diamagnétisme et Paramagnétisme

Les propriétés magnétiques des atomes permettent de distinguer les substances paramagnétiques, faiblement attirées par un aimant, des substances diamagnétiques, qui ne sont pas attirées par un aimant.

Principe de Construction Progressive (Principe d'Aufbau)

Pour passer d'un élément à l'autre dans le tableau périodique, en plus d'ajouter un proton, on ajoute un électron, appelé électron de différenciation, en suivant un ordre spécifique d'occupation des orbitales. Ce principe a des exceptions, souvent liées à la stabilité supplémentaire acquise lorsqu'un élément a un sous-niveau à moitié rempli.

Stabilité des Sous-Niveaux à Moitié Remplis

La stabilité supplémentaire conférée par un sous-niveau à moitié rempli est liée au principe de Hund, qui favorise la présence du nombre maximum d'électrons non appariés.

Développement Historique du Système Périodique

Premières Classifications

• J. Döbereiner (1829) : Première classification des éléments chimiques groupés par triades. Le poids atomique de l'élément central est approximativement la moyenne arithmétique des poids atomiques des autres éléments.
• J. Newlands (1866) : Loi des octaves - Si l'on ordonne les éléments par ordre croissant de leurs poids atomiques, l'élément situé en huitième position a des propriétés physico-chimiques similaires au premier. Newlands commence à établir le groupe des éléments et la périodicité des propriétés.

Propriétés Périodiques

Les électrons externes sont attirés par le noyau par des forces électrostatiques régies par la loi de Coulomb. L'intensité de ces forces dépend de :

• La charge nucléaire : Plus sa valeur est grande, plus forte est l'attraction du noyau sur l'électron périphérique.
• La distance entre le noyau et l'électron : Plus elle est grande, plus faible est l'attraction nucléaire.

Rayon Atomique et Rayon Ionique

Le principe d'incertitude rend impossible de déterminer avec une précision totale la position d'un électron. Le rayon atomique est défini comme la moitié de la distance entre les noyaux de deux atomes adjacents dans un métal solide ou dans le cas de substances covalentes, la distance entre les noyaux d'atomes identiques dans une molécule.

Tendances dans le système périodique :

1. Dans un groupe ou une famille, le rayon augmente de haut en bas, car le nombre de couches électroniques augmente.
2. Dans une même période, le rayon augmente vers la gauche, car la charge nucléaire effective diminue.

La plupart des anomalies sont dues aux effets d'écran et à la charge nucléaire effective. L'effet d'écran fait que l'électron externe subit une attraction moindre du noyau en raison de l'effet d'écran exercé par les électrons plus internes. La charge nucléaire effective est la charge nucléaire réelle moins l'effet d'écran.

Dans le cas des rayons ioniques :

1. Le rayon d'un cation (ion positif) est plus petit que celui de son atome neutre.
2. Le rayon d'un anion (ion négatif) est plus grand que celui de son atome neutre.
3. Dans une même période, les rayons cationiques diminuent vers la droite, tandis que les rayons anioniques augmentent, sauf pour les ions isoélectroniques.
4. Dans un même groupe, les rayons cationiques et anioniques augmentent de haut en bas, car on ajoute une couche électronique.

Énergie d'Ionisation

L'énergie d'ionisation est l'énergie minimale nécessaire pour arracher un électron à un atome neutre à l'état gazeux et dans son état fondamental. Elle est généralement exprimée en kJ/mol. Les tableaux de données indiquent l'énergie nécessaire pour arracher une mole d'électrons.

En arrachant un électron à un atome neutre pour former un ion positif, la répulsion interélectronique diminue, ce qui rend l'ion plus stable et nécessite plus d'énergie pour arracher l'électron suivant. La charge nucléaire effective est plus grande dans ce cas.

Tendances dans le système périodique :

1. Dans un groupe, l'énergie d'ionisation augmente de bas en haut.
2. Dans une même période, l'énergie d'ionisation augmente vers la droite.