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2.4: Modèle orbital électronique
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Electron Orbital Model
 
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TRANSCRIPTION

2.4: Electron Orbital Model

2.4: Modèle orbital électronique

Overview

Orbitals are the areas outside of the atomic nucleus where electrons are most likely to reside. They are characterized by different energy levels, shapes, and three-dimensional orientations.

The Location of an Electron within an Atom Corresponds with an Energy Level and an Orbital Shape

The location of electrons is described most generally by a shell or principal energy level, then by a subshell within each shell, and finally, by individual orbitals found within the subshells. The first shell is closest to the nucleus, and it has only one subshell with a single spherical orbital, termed the 1s orbital, that can hold two electrons. The next shell holds eight total electrons: two in the spherical 2s orbital and two in each of the three dumbbell-shaped 2p orbitals. In higher energy levels, the outermost orbitals—those found in the d and f subshells—take on more complex shapes. A total of 10 electrons can fit within the five d orbitals, and 14 total electrons fit within the seven f orbitals.

Orbital diagrams can be used to visualize the location and relative energy levels of each electron in an atom. Within each shell, electrons have a rising level of energy. The s subshell has the lowest amount of energy. Electrons in the p subshell have somewhat higher energy, followed by the d and f subshell if they are present.

The Bohr Model Introduced the Concept of Orbitals

We have seen that electrons in different orbitals have different energy levels. How do we know that there is energy in the electrons at all, much less that electrons can have differing amounts of energy? In 1913, Niels Bohr was able to experimentally determine how much energy was gained and lost when electrons changed orbitals in an atom of hydrogen and other ions with a single electron. Combining the results of his experiments with prior knowledge of a positively-charged nucleus from the work of Ernest Rutherford, Bohr developed the first model of electron orbitals.

When electrons gain energy, they enter an excited state and jump to higher orbitals. Energy can be added to electrons in the form of heat or light, and when they lose that energy rapidly, they fall back from the higher orbital and emit a particle of light called a photon. The color of the emitted photon corresponds to a specific amount of energy so that it can be quantified by a spectroscope.

Bohr was able to determine the energy contained in principal energy levels—also referred to as shells—by heating hydrogen. The additional heat energy forced the electron to jump up from the first energy level to higher levels. Bohr then measured the wavelength of light that was emitted when the atoms cooled down again.

The Quantum Mechanical Model of the Atom

Bohr’s model of electron orbitals assumed that electrons orbited the nucleus in fixed circular paths. While his experiments were accurate for hydrogen and hydrogen-like ions with a single electron, he could not predict the electron configurations of other elements. There had to be additional factors influencing the physics of subatomic particles.

In 1926 Erwin Schrödinger expanded Bohr’s model of energy levels and developed the model of atomic orbitals that is still accepted today. Schrödinger took a number of other discoveries into account regarding the physical behavior of electrons that were made by scientists in the early 1920s. His quantum mechanical model accurately predicts the electron configurations of elements with multiple electrons. One fundamental change in Schrödinger’s model is the assumption that electrons travel in a wave motion that is affected by the positive charge of the nucleus. Because of this, the orbitals that we speak of today are cloud-like areas where electrons are most likely to be found rather than fixed circular paths as Bohr proposed. Another critical distinction is the division of Bohr’s energy levels—shells—into smaller categories—subshells and orbitals.

Aperçu

Les orbitales sont les zones à l’extérieur du noyau atomique où les électrons sont les plus susceptibles de résider. Ils sont caractérisés par différents niveaux d’énergie, formes et orientations tridimensionnelles.

L’emplacement d’un électron dans un atome correspond à un niveau d’énergie et à une forme orbitale

L’emplacement des électrons est décrit le plus généralement par une coquille ou un niveau d’énergie principal, puis par une sous-coquille dans chaque coquille, et enfin, par des orbitales individuelles trouvées dans les sous-coquilles. La première coquille est la plus proche du noyau, et elle n’a qu’une seule sous-coquille avec une seule orbitale sphérique, appelée orbitale 1s, qui peut contenir deux électrons. La coquille suivante contient huit électrons totaux : deux dans l’orbitale sphérique de 2s et deux dans chacune des trois orbitales de 2p en forme d’haltère. Dans les niveaux d’énergie plus élevés, les orbitales les plus externes , celles que l’on trouve dans les sous-coquilles d et f, prennent des formes plus complexes. Un total de 10 électrons peuvent tenir dans les cinq orbitales d, et 14 électrons totaux s’inscrivent dans les sept orbitales f.

Les diagrammes orbitaux peuvent être utilisés pour visualiser l’emplacement et les niveaux d’énergie relatifs de chaque électron dans un atome. Dans chaque coquille, les électrons ont un niveau croissant d’énergie. Le sous-coquille s a la plus faible quantité d’énergie. Les électrons de la sous-coquille p ont une énergie un peu plus élevée, suivis de la sous-coquille d et f s’ils sont présents.

Le modèle Bohr a introduit le concept d’orbitales

Nous avons vu que les électrons dans différentes orbitales ont des niveaux d’énergie différents. Comment savons-nous qu’il y a de l’énergie dans les électrons, et encore moins que les électrons peuvent avoir des quantités différentes d’énergie? En 1913, Niels Bohr a été en mesure de déterminer expérimentalement combien d’énergie a été acquise et perdue lorsque les électrons ont changé orbitales dans un atome d’hydrogène et d’autres ions avec un seul électron. Combinant les résultats de ses expériences avec la connaissance préalable d’un noyau chargé positivement à partir des travaux d’Ernest Rutherford, Bohr a développé le premier modèle d’orbitales d’électrons.

Lorsque les électrons gagnent de l’énergie, ils entrent dans un état excité et sautent vers des orbitales plus élevées. L’énergie peut être ajoutée aux électrons sous forme de chaleur ou de lumière, et quand ils perdent cette énergie rapidement, ils retombent de l’orbitale supérieure et émettent une particule de lumière appelée photon. La couleur du photon émis correspond à une quantité spécifique d’énergie afin qu’il puisse être quantifié par un spectroscope.

Bohr a été en mesure de déterminer l’énergie contenue dans les principaux niveaux d’énergie — aussi appelés coquilles — en chauffant l’hydrogène. L’énergie thermique supplémentaire a forcé l’électron à sauter du premier niveau d’énergie à des niveaux plus élevés. Bohr a ensuite mesuré la longueur d’onde de la lumière qui a été émise lorsque les atomes se sont refroidis à nouveau.

Le modèle mécanique quantique de l’atome

Le modèle d’orbitales d’électrons de Bohr supposait que les électrons assuraient le noyau dans des trajectoires circulaires fixes. Bien que ses expériences aient été précises pour les ions d’hydrogène et d’hydrogène avec un seul électron, il ne pouvait pas prédire les configurations d’électrons d’autres éléments. Il devait y avoir d’autres facteurs influençant la physique des particules subatomiques.

En 1926, Erwin Schrödinger élargit le modèle d’énergie de Bohr et développe le modèle d’orbitale atomique qui est encore accepté aujourd’hui. Schrödinger a pris en compte un certain nombre d’autres découvertes concernant le comportement physique des électrons qui ont été faites par les scientifiques au début des années 1920. Son modèle mécanique quantique prédit avec précision les configurations d’électrons d’éléments avec plusieurs électrons. Un changement fondamental dans le modèle de Schrödinger est l’hypothèse que les électrons voyagent dans un mouvement d’onde qui est affecté par la charge positive du noyau. Pour cette raison, les orbitales dont nous parlons aujourd’hui sont des zones semblables à des nuages où les électrons sont les plus susceptibles d’être trouvés plutôt que des chemins circulaires fixes comme Bohr l’a proposé. Une autre distinction essentielle est la division des niveaux d’énergie de Bohr — coquilles — en petites catégories — sous-coquilles et orbitales.

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