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12.2. Atomes et classification de Mendeleïev
xénon etc.) sont appelés gaz rares ou gaz nobles; le remplissage complet de toutes
les couches électroniques les rend très peu réactifs chimiquement (voire pas du tout
dans les cas de l'hélium, du néon et de l'argon).
Il est tout à fait remarquable que ce cours élémentaire sur l'atome d'hydrogène
nous ait permis de comprendre l'origine de la classification périodique (notamment
l'apparition des nombres «magiques» 2, 6, 10, etc., cf. figure 12.5). Rappelons
que cette classification résulte de 100 ans ( ?) d'études des propriétés chimiques des
éléments.
• Une idée sur/' origine de la liaison chimique
Lorsque des atomes s'approchent, ils peuvent avoir intérêt, énergétiquement, à mettre
certains de leurs électrons en commun. En se délocalisant sur plusieurs atomes, les
électrons forment la liaison covalente ou liaison chimique stabilisant la molécule.
Par exemple, considérons l'ion moléculaire H;_ Très grossièrement, dans la situation où 1' électron est localisé autour du proton de gauche, 1 'électron possède une
énergie E ~ -R. En se délocalisant sur les deux protons, on peut supposer que son
énergie potentielle est peu modifiée puisqu'il explore des régions où le potentiel est
du même ordre de grandeur, cependant il abaisse son énergie cinétique. La configuration de droite (figure 12.6) est donc plus favorable énergétiquement. Bien que très
incomplète, cette discussion simplissime nous donne une idée de l'origine de la liaison chimique. Une discussion plus satisfaisante devrait au moins prendre en compte
le fait que la distance entre les protons est un paramètre du problème. Si les protons
sont trop éloignés, l'état non lié sera plus favorable énergétiquement (sinon l'électron
devrait se délocaliser dans une région de potentiel « élevé » V ~ 0). Si les protons
sont trop proches, la répulsion coulombienne élève l'énergie.
Figure 12.6 - Liaison chimique.
À gauche : état non lié. À droite : état lié
(ion H~). La zone grise représente la région
explorée par l'électron (l'extension de la
fonction d'onde).
À retenir
Échelles atomiques typiques.
Le spectre de l'atome d ' hydrogène : énergies En = -!i avec n E N* et dégénérescences
en t = 0, · · · , n - 1 (propre au potentiel en l/r) et m (invariance par rotation) : dn = n
2
(ou 2n
2 avec la dégénérescence de spin).
La structure des fonctions d'onde : ifin,t ,m = r e X (polynôme en r) X e - r/nao Yt (B, tp).
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xénon etc.) sont appelés gaz rares ou gaz nobles; le remplissage complet de toutes
les couches électroniques les rend très peu réactifs chimiquement (voire pas du tout
dans les cas de l'hélium, du néon et de l'argon).
Il est tout à fait remarquable que ce cours élémentaire sur l'atome d'hydrogène
nous ait permis de comprendre l'origine de la classification périodique (notamment
l'apparition des nombres «magiques» 2, 6, 10, etc., cf. figure 12.5). Rappelons
que cette classification résulte de 100 ans ( ?) d'études des propriétés chimiques des
éléments.
• Une idée sur/' origine de la liaison chimique
Lorsque des atomes s'approchent, ils peuvent avoir intérêt, énergétiquement, à mettre
certains de leurs électrons en commun. En se délocalisant sur plusieurs atomes, les
électrons forment la liaison covalente ou liaison chimique stabilisant la molécule.
Par exemple, considérons l'ion moléculaire H;_ Très grossièrement, dans la situation où 1' électron est localisé autour du proton de gauche, 1 'électron possède une
énergie E ~ -R. En se délocalisant sur les deux protons, on peut supposer que son
énergie potentielle est peu modifiée puisqu'il explore des régions où le potentiel est
du même ordre de grandeur, cependant il abaisse son énergie cinétique. La configuration de droite (figure 12.6) est donc plus favorable énergétiquement. Bien que très
incomplète, cette discussion simplissime nous donne une idée de l'origine de la liaison chimique. Une discussion plus satisfaisante devrait au moins prendre en compte
le fait que la distance entre les protons est un paramètre du problème. Si les protons
sont trop éloignés, l'état non lié sera plus favorable énergétiquement (sinon l'électron
devrait se délocaliser dans une région de potentiel « élevé » V ~ 0). Si les protons
sont trop proches, la répulsion coulombienne élève l'énergie.
Figure 12.6 - Liaison chimique.
À gauche : état non lié. À droite : état lié
(ion H~). La zone grise représente la région
explorée par l'électron (l'extension de la
fonction d'onde).
À retenir
Échelles atomiques typiques.
Le spectre de l'atome d ' hydrogène : énergies En = -!i avec n E N* et dégénérescences
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La structure des fonctions d'onde : ifin,t ,m = r e X (polynôme en r) X e - r/nao Yt (B, tp).
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