Niveaux dénergie électronique des atomes - Partie 2

La distribution des électrons et des protons dans un atome peut être imaginée comme ceci. Un atome est comme une petite ruche d’abeilles. La ruche elle-même est le noyau et les électrons sont comme des abeilles volant autour d'elle. De même, les atomes sont constitués à près de 90 % d’espace vide. Pourquoi donc? Nous sommes-nous déjà demandé pourquoi les électrons sont répartis sur un grand espace tandis que les protons sont confinés dans un très petit espace ?.

Dans le cas des protons, il existe une force d'attraction nucléaire entre eux qui agit uniquement à courte distance et maintient les protons ensemble. Mais dans le cas des électrons, il n’existe pas de telle force d’attraction nucléaire. Il n’y a qu’une force électrostatique de répulsion entre eux. C'est pourquoi les électrons sont répartis sur de grandes distances à partir du noyau.

Cette distribution peut être mieux comprise en introduisant le terme de niveaux d’énergie. Il existe 4 niveaux d'énergie principaux appelés couche K, couche L, couche M et couche N. La couche K a une capacité de rétention d'électrons de 2. La coque L a une capacité de rétention de 8. La coque M a une capacité de rétention de 18 et la coque N a une capacité de rétention de 32. Plus un électron est proche du noyau, moins il aura d’énergie. Plus il est éloigné du noyau, plus son énergie sera élevée. Chaque coquille est ensuite divisée en sous-coquilles. Les sous-couches sont constituées d'orbitales.

Une illustration des coquilles et des sous-coquilles est donnée ci-dessous. Comme nous pouvons le voir, la couche K est la plus proche du noyau et se compose uniquement d'une sous-couche s. La deuxième couche, qui est la couche L, est constituée d'une sous-couche s et d'une sous-couche p. La couche M est constituée des sous-couches s, p et d. La couche N est constituée des sous-couches s, p, d et f. Les électrons sont distribués dans une séquence d'abord dans le niveau d'énergie inférieur, puis dans le niveau d'énergie supérieur.

Les sous-couches s, p, d et f sont également constituées d'orbitales. Commençons par comprendre le terme orbital. Les électrons d’un atome se déplacent à une telle vitesse dans une zone si petite qu’il n’est pas possible de trouver la position exacte des électrons. Une orbitale est un espace autour de l'atome où la probabilité de trouver l'électron est maximale. Par exemple, l’illustration ici montre que l’électron peut très probablement être trouvé dans la zone sphérique autour du noyau. Cette probabilité de présence d'électron dans une zone spécifique est appelée densité électronique. Pourquoi l'appelle-t-on densité électronique et non électron ? Parce que nous ne sommes pas sûrs de la position d'un électron à un instant précis, nous nommons cette zone orbitale et l'électron dans cette zone densité électronique.

Une répartition des coquilles, des sous-coquilles et des orbitales est présentée ici. La couche K possède une sous-couche appelée s. La coquille L possède deux sous-couches s et p. La couche M possède trois sous-couches s, p et d. La couche N possède quatre sous-couches, s, p, d et f. Chaque orbitale peut contenir un maximum de 2 électrons.

Nous allons maintenant discuter des formes des orbitales. L'orbitale S est de forme sphérique. Cela signifie que la densité électronique est sous la forme d'une sphère dans cette orbitale autour du noyau.

Les orbitales P ont une forme d'haltère. Dans cette orbitale, la densité électronique se présente sous la forme de paires de lobes situés sur les côtés opposés du noyau. Les orbitales P sont constituées de l'orbitale Px qui est alignée sur l'axe des x, Pyorbitale qui est alignée sur l'axe Y et orbitale Pz qui est alignée sur l'axe Z.

La sous-couche d est constituée de 5 orbitales. Les orbitales de la sous-couche d sont illustrées ici. Ils ont une géométrie complexe.

La sous-couche f est constituée de 7 orbitales. Ils sont illustrés ici. Ils ont une géométrie très complexe.

Un nouvel ensemble de nombres a été introduit pour décrire la présence d'un électron spécifique, dans une orbitale spécifique, d'une sous-couche spécifique, d'une couche spécifique. Par exemple, les nombres [2,1,-1,-1/2]. 2 signifie que l'électron est dans la 2ème couche qui est la couche M. 1 signifie que l'électron est dans la sous-couche p de la couche M. -1 signifie que l'électron est dans l'orbitale Px de la sous-couche P de la couche M. -1/2 représente le spin antihoraire de l'électron. Un peu déroutant, non ? Étudions ces nombres quantiques en détail individuellement pour voir comment ils décrivent l’électron.

Il existe 4 nombres quantiques. Le nombre quantique principal représenté par n décrit la couche principale d'un atome. Il décrit la distance entre l'électron et le noyau. n peut être 1, 2, 3 ou 4. n=1 représente la coquille K. n=2 représente la coque L. n=3 représente la couche M. n=4 représente la couche N. Nous pouvons également trouver le nombre d'orbitales dans une couche donnée par la formule n². Par exemple, pour la 2ème couche n=2 et le nombre d'orbitales sera 2², soit 4, nommées s, px, py et pz.

Le deuxième nombre quantique est le nombre quantique azimutal représenté par l. l peut être 0,1,2,3. C'est l=n-1. l est toujours 1 chiffre inférieur à n. Le nombre quantique azimutal décrit les formes des sous-couches. l=0 décrit la sous-couche s de forme sphérique. l=1 décrit la sous-couche p en forme d'haltère. l=2 décrit la sous-couche d. l=3 décrit la sous-couche f.

l démarre toujours à partir du shell n=l+1. Par exemple, l=1, qui est l'orbitale p, commence à partir de n=1 + 1 qui est 2. Ainsi, la sous-couche p démarre à partir de la 2ème couche. De même, d=2 qui est l'orbitale d, part de n = 2 + 1 qui est 3. Ainsi, la sous-couche d démarre à partir de la 3ème couche. l est également connu sous le nom de nombre quantique angulaire orbital.

Le 3ème nombre quantique est le nombre quantique magnétique représenté par ml. Elle spécifie l'orientation d'une orbitale ayant une énergie et une forme spécifiques dans l'espace. Il nous renseigne sur le nombre d’orbitales dans une sous-couche. Pour une valeur donnée de l, nous pouvons trouver le nombre d'orbitales comme ml = 2l + 1. Par exemple, pour l’orbitale d l = 2, donc ml = 2×2 + 1, ce qui fait 5 orbitales. Ainsi, la sous-couche d possède 5 orbitales orientées différemment dans l’espace. Concernant l'orientation de l'orbitale, pour une valeur donnée du nombre quantique azimutal l, la valeur de ml varie de -l à +l, y compris 0. Par exemple, pour la sous-couche p, l = 1 et la valeur de ml sera -1,0,+1. Les valeurs possibles de ml pour une valeur donnée de l sont données ici.

Une représentation du nombre quantique magnétique pour l'orbitale p est donnée ici. Pour la sous-couche p, l = 1 et la valeur de ml sera -1,0,+1.

Le 4ème nombre quantique est le nombre quantique de spin, représenté par ms. Étant donné que les électrons d’une orbitale sont chargés négativement et tournent autour de leur propre axe, un champ magnétique est produit. Ainsi, dans une orbitale, si deux électrons tournent dans la même direction, le champ magnétique résultant de leur rotation se repoussera. Par conséquent, l’atome deviendra instable. Pour éviter cette instabilité, les électrons d'une orbite tournent dans des directions opposées les uns par rapport aux autres et leurs champs magnétiques résultants s'annulent. Un électron tourne autour de son propre axe dans le sens des aiguilles d'une montre et l'autre tourne dans le sens inverse des aiguilles d'une montre. -1/2 est attribué au spin horaire de l'électron et +1/2 est attribué au spin antihoraire.

Maintenant, si nous écrivons des nombres comme [2,1,-1,-1/2], il sera beaucoup plus clair de comprendre ces nombres quant à ce qu'ils représentent. Le premier est le nombre quantique principal. Le deuxième est le nombre quantique azimutal. Le troisième est le nombre quantique magnétique. Le quatrième est le nombre quantique de spin.