Si le nombre quantique secondaire () est égal à 0, la forme de l’orbitale est sphérique
1
. Il est alors question d’une orbitale s. Les orbitales dont le nombre quantique
secondaire () est 1 ont une forme bilobée et portent le nom d’orbitale p. L’orbitale s,
par sa forme sphérique, ne possède qu’une seule orientation dans l’espace (m = 0).
Dans le cas des orbitales p, il en existe trois qui s’orientent selon les axes x, y et z (soit les
orbitales p x , p y et p z ). Elles sont perpendiculaires les unes par rapport aux autres (voir
le tableau 1.3, page précédente). D’autres orbitales plus complexes de types d et f sont
également possibles pour les éléments de numéro atomique plus élevé, mais elles ne
seront pas utilisées dans le cadre de ce cours de chimie organique.
Selon le principe d’exclusion de Pauli, chaque électron dans un atome possède son
propre état quantique. Par conséquent, les électrons d’un même atome à l’état fondamental ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques (voir la section 1.3.1).
Ainsi, deux électrons peuvent se trouver sur le même niveau (n), dans une même orbitale
(mêmes nombres quantiques et m ), mais avec un nombre quantique de spin (m s )
différent pour chacun des deux électrons. L’un sera de spin +1/2 et l’autre, de spin −1/2.
Exercice 1.4 Donnez les valeurs possibles de pour n = 2. Quelle différence y at-il entre les orbitales atomiques correspondant à ces valeurs ?
Exercice 1.5 Déterminez les valeurs possibles de m lorsque n = 3 et = 1.
Quelle différence y a-t-il entre les orbitales atomiques correspondant à ces
valeurs ? Quels sont leurs points communs ?
1.3 Con?gurations électroniques
La con?guration électronique d’un atome consiste à répartir ses électrons dans les
différentes orbitales autour de son noyau. Puisqu’il serait complexe et lourd de décrire
la position des électrons en utilisant leurs quatre nombres quantiques, des systèmes
codés ont été établis pour représenter les orbitales atomiques de façon schématisée, soit
les cases quantiques, la notation spdf et la notation abrégée. Il faut respecter les règles
dictant l’ordre de remplissage des orbitales atomiques, soit le principe de l’aufbau, le
principe d’exclusion de Pauli et la règle de Hund.
1.3.1 Règles de remplissage des orbitales atomiques
Pour déterminer la disposition des électrons au sein des orbitales atomiques, la première
règle de remplissage est celle du principe de l’aufbau (mot allemand signiant « construction par empilement »).Cette règle précise que les orbitales de plus faible énergie doivent être
remplies en premier. Plusieurs moyens mnémotechniques, dont la règle de Klechkowski,
rappellent l’ordre de remplissage des orbitales atomiques selon leur niveau énergétique.
Le tableau périodique, construit en fonction des congurations électroniques des
éléments, du numéro atomique et des propriétés chimiques des familles, s’avère également un outil fort intéressant pour déterminer l’ordre de remplissage. En effet, dans un
tableau périodique (voir la ?gure 1.2), les deux premières familles (groupes 1 et 2), en
bleu, représentent les orbitales du bloc «s ». Les familles de droite (groupes 13 à 18),
en rose, sont associées aux orbitales du bloc «p ». Les métaux de transition (groupes 3
à 12), en jaune, correspondent aux orbitales du bloc « d ». Finalement, les lanthanides
et les actinides, en vert, font partie du groupement des orbitales du bloc «f ».
Dans le tableau périodique, les périodes représentent les différents niveaux d’énergie
(n) que peuvent occuper les électrons d’un élément à l’état fondamental. Ainsi, l’hydrogène, dont le numéro atomique est 1, possède un électron. Ce dernier se trouve dans
l’orbitale 1s, car l’hydrogène est situé dans le bloc « s » et sur la première période. Dans
le cas des atomes polyélectroniques plus complexes, il est possible de déterminer l’ordre
de remplissage des orbitales atomiques en débutant par l’orbitale 1s et en écrivant
Règle de Klechkowski
6
Chapitre 1 Notions fondamentales
1
. Il est alors question d’une orbitale s. Les orbitales dont le nombre quantique
secondaire () est 1 ont une forme bilobée et portent le nom d’orbitale p. L’orbitale s,
par sa forme sphérique, ne possède qu’une seule orientation dans l’espace (m = 0).
Dans le cas des orbitales p, il en existe trois qui s’orientent selon les axes x, y et z (soit les
orbitales p x , p y et p z ). Elles sont perpendiculaires les unes par rapport aux autres (voir
le tableau 1.3, page précédente). D’autres orbitales plus complexes de types d et f sont
également possibles pour les éléments de numéro atomique plus élevé, mais elles ne
seront pas utilisées dans le cadre de ce cours de chimie organique.
Selon le principe d’exclusion de Pauli, chaque électron dans un atome possède son
propre état quantique. Par conséquent, les électrons d’un même atome à l’état fondamental ne peuvent avoir les quatre mêmes nombres quantiques (voir la section 1.3.1).
Ainsi, deux électrons peuvent se trouver sur le même niveau (n), dans une même orbitale
(mêmes nombres quantiques et m ), mais avec un nombre quantique de spin (m s )
différent pour chacun des deux électrons. L’un sera de spin +1/2 et l’autre, de spin −1/2.
Exercice 1.4 Donnez les valeurs possibles de pour n = 2. Quelle différence y at-il entre les orbitales atomiques correspondant à ces valeurs ?
Exercice 1.5 Déterminez les valeurs possibles de m lorsque n = 3 et = 1.
Quelle différence y a-t-il entre les orbitales atomiques correspondant à ces
valeurs ? Quels sont leurs points communs ?
1.3 Con?gurations électroniques
La con?guration électronique d’un atome consiste à répartir ses électrons dans les
différentes orbitales autour de son noyau. Puisqu’il serait complexe et lourd de décrire
la position des électrons en utilisant leurs quatre nombres quantiques, des systèmes
codés ont été établis pour représenter les orbitales atomiques de façon schématisée, soit
les cases quantiques, la notation spdf et la notation abrégée. Il faut respecter les règles
dictant l’ordre de remplissage des orbitales atomiques, soit le principe de l’aufbau, le
principe d’exclusion de Pauli et la règle de Hund.
1.3.1 Règles de remplissage des orbitales atomiques
Pour déterminer la disposition des électrons au sein des orbitales atomiques, la première
règle de remplissage est celle du principe de l’aufbau (mot allemand signiant « construction par empilement »).Cette règle précise que les orbitales de plus faible énergie doivent être
remplies en premier. Plusieurs moyens mnémotechniques, dont la règle de Klechkowski,
rappellent l’ordre de remplissage des orbitales atomiques selon leur niveau énergétique.
Le tableau périodique, construit en fonction des congurations électroniques des
éléments, du numéro atomique et des propriétés chimiques des familles, s’avère également un outil fort intéressant pour déterminer l’ordre de remplissage. En effet, dans un
tableau périodique (voir la ?gure 1.2), les deux premières familles (groupes 1 et 2), en
bleu, représentent les orbitales du bloc «s ». Les familles de droite (groupes 13 à 18),
en rose, sont associées aux orbitales du bloc «p ». Les métaux de transition (groupes 3
à 12), en jaune, correspondent aux orbitales du bloc « d ». Finalement, les lanthanides
et les actinides, en vert, font partie du groupement des orbitales du bloc «f ».
Dans le tableau périodique, les périodes représentent les différents niveaux d’énergie
(n) que peuvent occuper les électrons d’un élément à l’état fondamental. Ainsi, l’hydrogène, dont le numéro atomique est 1, possède un électron. Ce dernier se trouve dans
l’orbitale 1s, car l’hydrogène est situé dans le bloc « s » et sur la première période. Dans
le cas des atomes polyélectroniques plus complexes, il est possible de déterminer l’ordre
de remplissage des orbitales atomiques en débutant par l’orbitale 1s et en écrivant
Règle de Klechkowski
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Chapitre 1 Notions fondamentales