orbitales atomiques carte mentale

Comprendre le sujet

Les orbitales atomiques sont les fonctions d'onde qui décrivent les régions de l'espace où il est probable de trouver un électron autour du noyau. Cette carte mentale présente les types d'orbitales s, p, d et f, leur forme, leur capacité en électrons, les nombres quantiques qui les caractérisent, ainsi que les règles de remplissage comme le principe de Pauli et la règle de Hund. Elle relie aussi ces notions aux configurations électroniques et au tableau périodique.

Du modèle de Bohr à la mécanique quantique
Le modèle de Bohr, proposé en 1913, imaginait les électrons sur des orbites circulaires bien définies. Ce modèle expliquait le spectre de l'hydrogène mais échouait pour les atomes plus complexes. Dans les années 1920, la mécanique quantique a remplacé cette image : l'équation de Schrödinger décrit l'électron par une fonction d'onde, et le carré de cette fonction donne la probabilité de le trouver en un point. Les solutions de cette équation pour un atome comme l'hydrogène sont les orbitales, caractérisées par des nombres quantiques. L'orbitale n'est donc pas une trajectoire, mais une distribution de probabilité, souvent représentée par une surface englobant une grande partie de la densité électronique.

Formes et capacités des orbitales
Les orbitales s sont sphériques et il n'en existe qu'une par niveau d'énergie. Les orbitales p apparaissent à partir du niveau n égale 2 et existent en trois orientations, souvent notées px, py et pz, alignées selon les trois axes de l'espace. Les orbitales d, présentes à partir de n égale 3, comptent cinq orientations, et les orbitales f, à partir de n égale 4, en comptent sept. Comme chaque orbitale contient au plus deux électrons de spin opposé, une sous-couche complète peut ainsi contenir 2, 6, 10 ou 14 électrons selon le type d'orbitales considéré. Ces capacités expliquent la longueur des périodes du tableau périodique.

Les règles de remplissage en pratique
Pour écrire une configuration électronique, on remplit les orbitales de la plus basse énergie vers la plus haute, en suivant l'ordre croissant de la somme n plus l, connu sous le nom de règle de Klechkowski. Le principe de Pauli impose que deux électrons d'une même orbitale aient des spins opposés. La règle de Hund précise que, dans un ensemble d'orbitales de même énergie comme les trois orbitales p, les électrons occupent d'abord des cases séparées avec des spins parallèles. Quelques exceptions existent, notamment le chrome et le cuivre, où une sous-couche d à moitié ou complètement remplie confère une stabilité supplémentaire.

Orbitales et propriétés chimiques
La position d'un élément dans le tableau périodique reflète sa configuration électronique : les blocs s, p, d et f correspondent au type d'orbitale en cours de remplissage. Les électrons de valence, situés sur la dernière couche, déterminent l'essentiel de la réactivité chimique. Ainsi, les métaux alcalins possèdent un seul électron s externe, ce qui explique leur grande réactivité, tandis que les gaz nobles ont une couche de valence complète, d'où leur faible réactivité. La notion d'orbitale sert aussi de base à la théorie des liaisons : le recouvrement d'orbitales forme les liaisons covalentes, et les orbitales hybrides, comme les hybrides sp3 du carbone, expliquent la géométrie des molécules.