Orbitales atomiques

invitef0cd3d2e · 17/10/2013, 18h59

Bonjour,

J'ai un petit problème au niveau de la compréhension des orbitales atomiques.
Je m'explique:

Tout d'abord, est-ce correct de dire qu'une orbitale atomique est une solution de la fonction d'onde? Cette solution amène donc un triplet de valeur (n,l,m)?
Dans ce cas, ce que l'on représente en tant qu'orbitale, c'est le carré de la fonction d'onde pour ce n, ce l et ce m? On représente un un volume à l'interieur duquel on a 95% de chance de trouver l'electron non?

Si on prend un atome avec un seul electron (par exemple H):
Lorsque l'atome est à l'état fondamental, n=1, on peut donc dessiner l'orbitale 1s. Si on excite l'atome, qu'il passe à n=2 par exemple. Qu'est-ce qu'on peut dessiner? 2px, 2py, 2pz, 2s?

Ensuite pour un atome polyelectronique:
Concrètement, si j'ai un atome avec Z=3 par exemple, qu'est ce qu'on dessine (enfaite je n'ai jamais vu de représentation des orbitales pour les atomes polyelectroniques, mais pour me faire une image j'aimerai savoir concrètement ce que ça représente).
Est-ce qu'on superpose les orbitales 1s et 2(px, py, pz, s?)?
Ou est-ce que cette atome à une orbitale qui ne ressemble en aucun cas à 1s, 2p etc...?

Merci beaucoup.

**HarleyApril** · 18/10/2013, 19h02

Envoyé par Raganof

Bonjour,

J'ai un petit problème au niveau de la compréhension des orbitales atomiques.
Je m'explique:

Tout d'abord, est-ce correct de dire qu'une orbitale atomique est une solution de la fonction d'onde? Cette solution amène donc un triplet de valeur (n,l,m)?

bonjour
une fonction n'a pas une solution
une équation, elle, peut avoir une solution

Envoyé par Raganof

Dans ce cas, ce que l'on représente en tant qu'orbitale, c'est le carré de la fonction d'onde pour ce n, ce l et ce m? On représente un un volume à l'interieur duquel on a 95% de chance de trouver l'electron non?

oui

Envoyé par Raganof

Si on prend un atome avec un seul electron (par exemple H):
Lorsque l'atome est à l'état fondamental, n=1, on peut donc dessiner l'orbitale 1s. Si on excite l'atome, qu'il passe à n=2 par exemple. Qu'est-ce qu'on peut dessiner? 2px, 2py, 2pz, 2s?

la première excitation amènerait au niveau 2s

Envoyé par Raganof

Ensuite pour un atome polyelectronique:
Concrètement, si j'ai un atome avec Z=3 par exemple, qu'est ce qu'on dessine (enfaite je n'ai jamais vu de représentation des orbitales pour les atomes polyelectroniques, mais pour me faire une image j'aimerai savoir concrètement ce que ça représente).
Est-ce qu'on superpose les orbitales 1s et 2(px, py, pz, s?)?
Ou est-ce que cette atome à une orbitale qui ne ressemble en aucun cas à 1s, 2p etc...?

Merci beaucoup.

pour un atome polyéletronique, chaque paire d'électrons occupera une orbitale que tu peux dessiner
les orbitales 1s, 2s etc seront toutes sphériques et avec des rayons de plus en plus grands

cordialement

invitef0cd3d2e · 18/10/2013, 19h42

Hello!
Merci de ta réponse!

Désolé pour le vocabulaire fonction et équation.
Donc une orbitale est une solution de l'équation de Schrodinger? Et quand on dit qu'on dessine l'orbitale 2s, c'est enfaite qu'on dessine le carré de l'orbitale 2s?

Et donc pour en revenir aux atomes polyélectroniques:
Si par exemple on prend l'oxygène (donc 1s² 2s² 2p4), pour se représenter ça, on pourrait dessiner les orbitales 1s, 2s, 2p superposées?

Une dernière question: J'arrive pas vraiment à comprendre le concept d'énergie: on fait des diagrammes avec les différents niveau d'énergies en fonction des couches et sous couches, mais j'arrive pas à visualiser ça avec les orbitales: Comment "voir" qu'une orbitale 2p est plus energétique qu'une orbitale 1s ... ?
Ainsi que les électrons de coeur et de valence: les électrons de valence sont les plus énergétiques et les plus loin du noyaux non? Mais pourtant sur les orbitales ça se voit pas vraiment non ?

Merci beaucoup!

invitef0cd3d2e · 21/10/2013, 19h47

Personnes n'a de réponses ... ?
Merci !

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**moco** · 21/10/2013, 21h02

On peut dessiner les orbitales 1s, 2s, 2p, etc. superposées. Elles ne se génent pas. Ce sont des ondes. Et quand par exemple tu vois des ondes se propager à la surface de l'eau, tu vois très bien qu'elles se traversent sans se géner. Si tu lances deux cailloux dans un lac tranquille. il se forme des ondes circulaires, des vagues, qui s'éloignent peu à peu du point de chute et traversent tout le lac. Mais ces trains de vague se croisent en s'ignorant.

On ne voit pas les orbitales. Mais on peut mesurer leurs niveaux. Il suffit de bombarder la cible d'Hydrogène ou d'un autre matériau avec des rayons de plus en plus énergiques. Ces rayons font passer les électrons situés sur une orbitale vers une orbitale plus élevée. Quand l'énergie est suffisante pour faire sortir l'électron de l'atome, on éjecte l'électron, et on peut l'attirer vers une plaque voisine (non bombardée) qu'on place à un potentiel de quelques volts. Et on détecte un petit courant. S'il suffit de rayons peu énergiques pour éjecter un électron (et créer un courant), on en déduit que le niveau (ou l'orbitale) d'où venait cet électron est élevé. S'il faut tirer sur la cible avec des rayons très énergiques pour créer un courant mesurable, c'est que l'électron était sur une orbitale basse, proche du noyau.

**Sethy** · 21/10/2013, 21h05

Envoyé par Raganof

Hello!
Merci de ta réponse!

Désolé pour le vocabulaire fonction et équation.
Donc une orbitale est une solution de l'équation de Schrodinger? Et quand on dit qu'on dessine l'orbitale 2s, c'est enfaite qu'on dessine le carré de l'orbitale 2s?

Disons pour faire simple que la fonction d'onde n'a pas de signification physique. Seul son carré en a un et représenté la probabilité de présence, autrement dit "l'orbitale".

Envoyé par Raganof

Hello!
Et donc pour en revenir aux atomes polyélectroniques:
Si par exemple on prend l'oxygène (donc 1s² 2s² 2p4), pour se représenter ça, on pourrait dessiner les orbitales 1s, 2s, 2p superposées?
Merci beaucoup!

Oui, ça a un sens de dessiner ces orbitales superposées. Simplement, en général les réactions chimiques ne font intervenir que les couches les plus "périphériques". Les électrons du coeur (ici 1s2) sont spectateurs. Donc on se borne à dessiner et à disserter sur les couches périphériques.

Envoyé par Raganof

Une dernière question: J'arrive pas vraiment à comprendre le concept d'énergie: on fait des diagrammes avec les différents niveau d'énergies en fonction des couches et sous couches, mais j'arrive pas à visualiser ça avec les orbitales: Comment "voir" qu'une orbitale 2p est plus energétique qu'une orbitale 1s ... ?
Ainsi que les électrons de coeur et de valence: les électrons de valence sont les plus énergétiques et les plus loin du noyaux non? Mais pourtant sur les orbitales ça se voit pas vraiment non ?
Merci beaucoup!

En première approximation l'Energie dépend de n en raison de -Z/n^2. Fait l'exerice pour l'Oxygène. Calcule l'énergie pour les couches n=1 et n=2.

Ensuite, en affinant les orbitales p ont une énergie légèrement supérieure aux orbitales s, de même couche.

invitef0cd3d2e · 21/10/2013, 22h19

Merci beaucoup pour ces réponses, j'ai vraiment compris ce que je voulais comprendre!!

Du coup j'ai encore quelques petits détails que je ne comprend pas, mais c'est déja beaucoup mieux.
Par exemple:

c'est que l'électron était sur une orbitale basse, proche du noyau.

La, lorsque l'on représente les orbitales, on ne voit pas par exemple que l'orbitale 1s est plus proche du noyau que l'orbitale 2p par exemple, si?

Enfaite je crois que je raisonne de manière classique: quand par exemple vous dites:

Donc on se borne à dessiner et à disserter sur les couches périphériques.

Alors la, pareil: pour 1s et 2s ça va, j'arrive à me représenter, mais en quoi 2p est plus périphérique que 1s (je parle en terme de représentation des orbitale). Il y a des endroits ou la probabilité d'avoir un électron est plus proche du noyau dans l'orbitale 2p que dans l'orbitale 1s non?

Une dernière chose (corriger moi si je me trompe):
L'énergie d'une orbitale dépend uniquement de n pour les atomes mono électroniques. Par contre, il dépend aussi de l pour un atome polyélectronique car il y a une répulsion entre les électrons des différentes couches, c'est bien ça?

Merci encore !

**Sethy** · 22/10/2013, 00h18

Envoyé par Raganof

La, lorsque l'on représente les orbitales, on ne voit pas par exemple que l'orbitale 1s est plus proche du noyau que l'orbitale 2p par exemple, si?

Ca se calcule. L'orbitale 1s, c'est exp(-r/r0) où r0 est le rayon de Bohr. L'orbitale 2s, c'est (1-br)exp(-c.r/r0) et l'orbitale p, r.exp(-d.r/r0) (avec b, c, d à retrouver). Il faut faire l'intégrale radiale 4pi.r2.Psi^2dr et observer le déplacement des maximums de ces intégrales.

Envoyé par Raganof

L'énergie d'une orbitale dépend uniquement de n pour les atomes mono électroniques. Par contre, il dépend aussi de l pour un atome polyélectronique car il y a une répulsion entre les électrons des différentes couches, c'est bien ça?
Merci encore !

Non, pour être tout à fait exact, l'énergie dépend des 4 nombres quantiques (en ce compris le spin, s'il y a un champ magnétique externe) de l'électron. C'est la détermination expérimentale de l'énergie des niveaux qui montre que ceux-ci ne sont pas dégénérés (= ne sont pas exactement égaux) pour les orbitales 2s et 2p par exemple. Même dans le cas de l'hydrogène, les niveaux d'énergie sont différents.

**moco** · 22/10/2013, 11h28

L'Hydrogène est une exception. Les niveaux 2s et 2p sont de même énergie.

invitef0cd3d2e · 22/10/2013, 19h41

Hello;

Non, pour être tout à fait exact, l'énergie dépend des 4 nombres quantiques (en ce compris le spin, s'il y a un champ magnétique externe) de l'électron. C'est la détermination expérimentale de l'énergie des niveaux qui montre que ceux-ci ne sont pas dégénérés (= ne sont pas exactement égaux) pour les orbitales 2s et 2p par exemple. Même dans le cas de l'hydrogène, les niveaux d'énergie sont différents.

Je ne crois que je n'ai pas tout à fait compris le sens de ces phrases: on peut voir si des niveaux sont dégénérés uniquement expérimentalement?
Et pourquoi dit-on (niveau L1) que pour un hydrogénoide, l'énergie ne dépend que de n alors que pour un atome polyélectronique, l'énergie dépend de n et de l (sachant qu'on m'a dit aussi dans ce meme cours qu'un changement de spin d'un électron dans un atome polyélectronique (peut etre pareil un hydrogénoide) correspondait à un état excité ...). C'est une simplification?

Merci !

**Sethy** · 23/10/2013, 22h47

Envoyé par moco

L'Hydrogène est une exception. Les niveaux 2s et 2p sont de même énergie.

Je suis surpris. Il y a quelques jours je lisais un document sur la comparaison des résultats entre les modèles de Schrödinger, Klein-Gordon et Dirac et voici la conclusion pour Dirac :

"One important point is the degeneracy between 2s1/2 and 2p1/2 states (similarly, 3s1/2 and 3p1/2, 3p3/2 and 3d3/2, etc) persists in the exact solution to the Dirac equation. This degeneracy is lifted by so-called Lamb shifts, due to the coupling of electron to the zero-point fluctuation of the radiation field."

**Sethy** · 23/10/2013, 22h54

Envoyé par Raganof

Hello;
Je ne crois que je n'ai pas tout à fait compris le sens de ces phrases: on peut voir si des niveaux sont dégénérés uniquement expérimentalement?

Lorsqu'on tente de résoudre des problèmes aussi complexes que celui de l'atome, fut-il l'hydrogène, on est obligé de faire pas mal de simplifications. Celles-ci ont pour conséquence de ne permettre que de s'approcher plus ou moins de la réalité. En sciences, il y a un point essentiel : la nature (= l'expérience) a toujours raison ...

Envoyé par Raganof

Hello;
Et pourquoi dit-on (niveau L1) que pour un hydrogénoide, l'énergie ne dépend que de n alors que pour un atome polyélectronique, l'énergie dépend de n et de l (sachant qu'on m'a dit aussi dans ce meme cours qu'un changement de spin d'un électron dans un atome polyélectronique (peut etre pareil un hydrogénoide) correspondait à un état excité ...). C'est une simplification?
Merci !

Oui.

**curieuxdenature** · 24/10/2013, 12h22

Bonjour

expérimentalement, dire que 2s et 2p sont identiques est bien une simplification.
La différence est minime mais elle existe, les raies se découplent, un exemple en eV :

2s1; 10.198809903; 2S; 1/2
2p1; 10.198850893; 2P*; 3/2
2p1; 10.198805529; 2P*; 1/2

3s1; 12.087494224; 2S; 1/2
3p1; 12.087506364; 2P*; 3/2
3p1; 12.087492922; 2P*; 1/2

en toute rigueur il faut aussi savoir qu'un électron de la couche 2s1 ne tombe pas sur la couche 1s1, c'est une raie interdite par la MQ, les (2) raies autorisées sont 2p1 sur 1s1.
On les observe tout de même, mais c'est par des chocs atomiques que les transferts ont lieu.
Autre précision, dans le vide intersidéral, la pression est si faible et les atomes si éloignés qu'on observe quand même la raie interdite, qui a une probabilité de plusieurs secondes à plusieurs minutes pour aboutir.

invitef0cd3d2e · 24/10/2013, 19h34

Bonjour,

Du coup, je ne comprend pas trop certaines phrases du dernier message.

en toute rigueur il faut aussi savoir qu'un électron de la couche 2s1 ne tombe pas sur la couche 1s1, c'est une raie interdite par la MQ, les (2) raies autorisées sont 2p1 sur 1s1.

C'est un erreur ou c'est normal? (Si c'est normal, pouvez vous me réexpliquer ... )

2p1; 10.198850893; 2P*; 3/2
2p1; 10.198805529; 2P*; 1/2

La aussi à quoi correspond 1/2 et 3/2?

Merci !

**Sethy** · 25/10/2013, 00h20

Envoyé par Raganof

Du coup, je ne comprend pas trop certaines phrases du dernier message.

Il existe une multitude de transition possible. Par transition, on entend l'absorption d'une quantité d'énergie qui va amener l'électron d'un niveau à un autre (où éventuellement l'émission, si le niveau final est inférieur à l'initial).

Toutes ces transitions n'ont pas la même probabilité de se passer. On peut montrer que c'est lié à la symétrie des orbitales, grâce à une théorie mathématique, la théorie des groupes. Les transitions autorisées sont celles pour lesquelles le delta l = +/- 1. Autrement dit, une transition 2p > 3d est autorisée et 2p > 3p est interdite. Interdite ne veut pas dire "impossible" mais bcp moins probable (en U.V. par exemple, on parle d'intensité de 10 à 10000).

Envoyé par Raganof

La aussi à quoi correspond 1/2 et 3/2?

Il s'agit d'une notation basée sur l'état électronique. De mémoire, ça fait intervenir la notion de couplage spin-orbite. Pour faire simple, disons que les 3 orbitales p ne sont elles-mêmes pas toutes identiques parce que les spins des électrons présents dans ces orbitales intéragissenet différemment suivant la forme de l'orbitale avec le spin du noyau.

**curieuxdenature** · 25/10/2013, 13h40

Envoyé par Raganof

La aussi à quoi correspond 1/2 et 3/2?

Bonjour

Pour l'atome d'hydrogène chaque orbitale n'a que deux possibilités de recevoir un seul électron, 3/2 et 1/2 correspondent à ces deux états dans la notation de Russel-Saunders. C'est une notation parmi d'autres, tu verras que pour repérer les termes spectraux il y a de la joie.

Tu ne saisiras peut-être pas tout mais qu'importe je te file ce lien.
http://www-chimie.u-strasbg.fr/~deco...lem_Chim_4.pdf

Voila aussi le tableau des termes spectros fondamentaux de tous les atomes. (Ground level)
On rajoute une couche dans la complexité...
Nist.gov

Je ne connais pas ton niveau, le cas échéant ne t'y attarde pas, tu verras ça en détail plus tard, l'important est de savoir que la théorie est assez avancée.

invitef0cd3d2e · 26/10/2013, 15h16

Merci pour toutes vos réponses!

J'ai bien mieux compris !!

Par contre, j'aimerai poser une autre question:

Comment peut t-on savoir quels sont les électrons de coeur, de semi-coeur et de valence (périphériques?) d'un atome?
Et comment peut-on, à partir de cela, savoir combien de liaison va former la molécule et quel(s) électron(s) vont "partir" en premier lors d'une ionization?

Merci !

invite54bae266 · 26/10/2013, 15h27

Les orbitales sont caractérisées par un set de 3 nombres n, l et m. Les orbitales de valence sont celles pour lesquelles n est le pls élevé. Par conséquent, les autres sont les orbitales contenant les électrons de coeur.

Dans le carbone 1s2 2s2 2p2, les électrons de valence sont les 2s et les 2p. Les électrons 1s sont des électrons de coeur et ne réagissent pas.

invitef0cd3d2e · 26/10/2013, 16h26

Oui d'accord, merci!

Je ne connais pas ton niveau, le cas échéant ne t'y attarde pas, tu verras ça en détail plus tard, l'important est de savoir que la théorie est assez avancée.

J'ai un niveau L1, donc oui, je ne comprend pas vraiment tout de tes liens, mais c'est pas grave car avec les réponses de tous les gens qui ont participé à cette discussion, je commence à y voir plus clair !!

**curieuxdenature** · 26/10/2013, 22h11

Envoyé par Raganof

Comment peut t-on savoir quels sont les électrons de coeur, de semi-coeur et de valence (périphériques?) d'un atome?
Et comment peut-on, à partir de cela, savoir combien de liaison va former la molécule et quel(s) électron(s) vont "partir" en premier lors d'une ionization?

Merci !

On peut aussi faire le calcul des énergies de chaque orbitales, c'est flagrant quand on compare les quelques eV des couches externes aux centaines d'eV des orbitales plus profondes.
Jusque 10 eV on est dans les réactions chimiques ordinaires, au delà il faut sortir l'artillerie lourde.

invitef0cd3d2e · 26/10/2013, 22h34

D'accord, merci beaucoup pour toutes ces précisions !

Orbitales atomiques