Chapter 7: Electronic Structure of Atoms

Back to chapter

7.13:

Les énergies des orbitales atomiques

JoVE Core
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

JoVE Core Chemistry

The Energies of Atomic Orbitals

Previous Video
7.12: The Pauli Exclusion Principle

Next Video
7.14: The Aufbau Principle and Hund’s Rule

Languages

Share

English العربية 中文 Nederlands français Deutsch עברית italiano 日本語 한국어 português русский español Türkçe

Les orbitales atomiques ont des énergies différentes, telles que rationalisées par les interactions de Coulomb, l’effet de blindage et la pénétration orbitale. La loi de Coulomb indique que la force d’attraction ou de répulsion entre deux particules chargées a une relation inverse-carrée avec la distance entre elles. La taille des orbitales atomiques augmente avec le nombre de shell, et les électrons sont repoussés de l’espace occupé par les orbitales inférieures.Ainsi, la loi de Coulomb suggère que lorsque le nombre de shell augmente, les électrons éprouvent moins d’attraction vers le noyau, ce qui correspond à des énergies orbitales plus élevées. En outre, les électrons qui sont à peu près à la même distance ou plus près du noyau ont un effet de blindage qui réduit encore l’attraction vers le noyau. Plus le blindage est grand, moins l’attraction vers le noyau est ressentie.C’est l’une des raisons des différences d’énergies orbitales dans les shells d’électrons. Par exemple, les électrons 3s et 3p protègent significativement les électrons 3d. La charge nucléaire effective ressentie par un électron est calculée en soustrayant du numéro atomique la constante de blindage S, qu i dépend du nombre d’électrons de blindage et des sous-shells qu’ils occupent.Par exemple, les deux électrons 1s dans le lithium, qui a un numéro atomique de trois, écran son électron 2s. La constante de blindage pour cet électron est déterminée à partir de règles semi-empiriques à 1.7. Par conséquent, la charge nucléaire effective ressentie par l’électron 2s est de 1, 3.Les formes des orbitales dictent également leur énergie. Si les électrons d’une orbitale extérieure peuvent se déplacer loin dans des zones occupées par des électrons internes pour être proches du noyau, ils y seront beaucoup moins protégés. Ainsi, l’énergie de cette orbitale externe est plus faible.Ceci peut être visualisé avec une fonction de distribution radiale décrivant la probabilité de trouver un électron à une distance donnée du noyau. Les diagrammes de fonction de distribution radiale pour les sous-shells 1s, 2s et 2p révèlent que les électrons 2s ont une probabilité modeste d’être près du noyau, alors que les électrons 2p restent principalement à l’extérieur ou au bord externe de la région 1s. On dit donc que l’orbite 2s a une plus grande capacité de pénétration.Dans la troisième shell, les électrons 3s pénètrent le plus et les électrons 3d pénètrent le moins. En général, l’énergie orbitale atomique augmente avec le nombre de shell et, au niveau du sous-coquillage, de s à f. Cependant, l’effet de pénétration devient si important dans les quatrième et cinquième shells que les orbitales 4s et 5s ont souvent des énergies relatives plus faibles que les orbitales 3d et 4d, respectivement.

7.13:

Les énergies des orbitales atomiques

Dans un atome, les électrons chargés négativement sont attirés par le noyau chargé positivement. Dans un atome à plusieurs électrons, on observe également des répulsions électron-électron. Les forces attractives et répulsives dépendent de la distance entre les particules, ainsi que du signe et de l’intensité des charges sur les particules individuelles. Lorsque les charges sur les particules sont opposées, elles s’attirent les unes les autres. Si les deux particules ont la même charge, elles se repoussent l’une l’autre.

À mesure que l’intensité des charges augmente, l’intensité de la force augmente. Toutefois, lorsque la séparation des charges est plus importante, les forces diminuent. Ainsi, la force d’attraction entre un électron et son noyau est directement proportionnelle à la distance qu’il y a entre eux. Si l’électron est plus proche du noyau, il se lie plus fermement au noyau ; par conséquent, les électrons sur les différentes couches (à différentes distances) ont des énergies différentes.

Pour les atomes à plusieurs niveaux d’énergie, les électrons internes protègent partiellement les électrons externes de l’attraction du noyau, en raison des répulsions électron-électron. Les électrons de cœur protègent les électrons sur les couches externes, tandis que les électrons sur la même couche de valence ne bloquent pas l’attraction nucléaire qu’ils subissent les uns les autres aussi efficacement. Cela peut être expliqué grâce au concept de la charge nucléaire effective, Z_eff. Il s’agit de la force exercée par le noyau sur un électron précis, en tenant compte des répulsions électron-électron. Pour l’hydrogène, il n’y a qu’un seul électron, et la charge nucléaire (Z) et la charge nucléaire effective (Z_eff) sont donc égales. Pour tous les autres atomes, les électrons internes protègent partiellement les électrons externes de l’attraction du noyau, et donc :

La pénétration d’une orbitale décrit la capacité d’un électron à être plus proche du noyau. Les électrons de l’orbitale s peuvent se rapprocher du noyau et ils ont une capacité plus pénétrante. La densité de probabilité d’une orbitale s sphérique est non nulle au niveau du noyau. Les différentes sous-couches ont des orientations spatiales différentes. En raison de l’orbitale en forme d’haltère, l’électron p pénètre beaucoup moins. Sa fonction d’onde a un nœud passant à travers le noyau, où la probabilité de trouver l’électron est zéro. Ainsi, un électron de l’orbitale s est lié plus fermement au noyau et a une énergie plus faible que l’électron p. Un électron d a une pénétration encore plus faible et une énergie plus élevée qu’un électron de l’orbitale p.
Pour les diverses couches et sous-couches, la tendance de la puissance pénétrante d’un électron peut être décrite comme suit

L’effet d’écran et de la pénétration est important, et un électron 4s peut avoir une énergie inférieure à celle d’un électron 3d.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 6.4 : Structure électronique des atomes (configurations électroniques).