Pourquoi les orbitales ? Limites du modèle de Bohr
Au lycée, on représente l'atome par le modèle de Bohr : électrons sur des orbites circulaires à énergie fixe. Ce modèle explique les raies spectrales de l'hydrogène, mais il échoue pour les atomes polyélectroniques et ne prédit pas la géométrie moléculaire. La mécanique quantique remplace les orbites par des orbitales atomiques : des fonctions d'onde ψ dont |ψ|² décrit la probabilité de présence de l'électron en chaque point de l'espace.
En prépa et en L1, vous rencontrerez les équations de Schrödinger. Pour l'instant, retenez que chaque orbitale est décrite par trois nombres quantiques (n, l, m_l) et qu'un quatrième (m_s = ±½) décrit le spin de l'électron.
Les nombres quantiques
| Nombre | Symbole | Valeurs | Signification |
|---|---|---|---|
| Principal | n | 1, 2, 3… | Couche (énergie principale, taille) |
| Secondaire | l | 0 à n−1 | Sous-couche, forme |
| Magnétique | m_l | −l à +l | Orientation dans l'espace |
| Spin | m_s | +½ ou −½ | Spin de l'électron |
La sous-couche l = 0 correspond aux orbitales s ; l = 1 aux orbitales p ; l = 2 aux orbitales d (importantes pour les métaux de transition).
Forme géométrique des orbitales
Orbitale s : symétrie sphérique. Tous les points à égale distance du noyau ont la même probabilité de présence. Une seule orbitale s par sous-couche.
Orbitales p : forme bilobée (deux lobes opposés séparés par un nœud au niveau du noyau). Trois orbitales p par sous-couche (px, py, pz), orientées selon les trois axes de l'espace. Énergie supérieure à l'orbitale s de la même couche.
Orbitales d : formes plus complexes — quatre orbitales à quatre lobes en croix (dxy, dxz, dyz, dx²-y²) et une cinquième, dz², à deux lobes selon l'axe z entourés d'un anneau équatorial. Cinq orbitales d par sous-couche. Importantes pour les métaux de transition mais peu exploitées en lycée.
Règles de remplissage
Pour remplir les orbitales d'un atome polyélectronique, on applique trois règles :
1. Principe d'Aufbau : on remplit les orbitales par ordre d'énergie croissante (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d…). 2. Principe de Pauli : chaque orbitale accueille au maximum 2 électrons de spin opposés. 3. Règle de Hund : à énergie égale (orbitales dégénérées), les électrons occupent un maximum d'orbitales différentes avec le même spin avant de se coupler.
Exemple : Carbone (C) (Z = 6) → 1s² 2s² 2p² (les deux électrons 2p occupent deux orbitales p différentes).
Orbitales et liaison covalente
La liaison covalente se comprend mieux avec les orbitales. Quand deux atomes s'approchent, leurs orbitales se recouvrent :
- Recouvrement frontal (axe de liaison) → liaison σ (sigma) : la plus forte.
- Recouvrement latéral (perpendiculaire à l'axe) → liaison π (pi) : plus faible, siège de la réactivité des alcènes.
Une liaison simple C–C = 1 σ. Une double liaison C=C = 1 σ + 1 π. Une triple liaison C≡C = 1 σ + 2 π.
La théorie des orbitales hybrides (sp³, sp², sp) explique la géométrie tétraédrique du méthane, la planarité de l'éthylène et la linéarité de l'acétylène — notions fondamentales de la chimie organométallique et de la prépa.
