Orbitales atomiques en 3D
Équations de cette simulation
| n | nombre quantique principal | la couche : ici 1, 2, 3 ou 4 ; il fixe l'énergie et la taille | |
|---|---|---|---|
| Z | Charge nucléaire Z (1 pour l'hydrogène ; plus pour un ion à un seul électron) | avec un seul électron, l'énergie ne dépend que de n, pas de l | |
| E | énergie de l'orbitale | zéro correspond à l'électron arraché au noyau ; −13,6 eV pour l'orbitale 1s de l'hydrogène |
Avec les valeurs actuelles :
| l | nombre quantique secondaire (azimutal) | 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f ; il fixe la forme | |
|---|---|---|---|
| m_l | nombre quantique magnétique | de −l à +l ; les orbitales réelles x, y, z affichées sont des combinaisons de +m et −m, donc seul |m_l| est fixé | |
| nœuds | surfaces où l'électron ne se trouve jamais | les nœuds radiaux sont des sphères, les nœuds angulaires des plans ou des cônes passant par le noyau ; n − 1 en tout |
Avec les valeurs actuelles :
| P(r) | distribution radiale | la probabilité de trouver l'électron à la distance r, toutes directions confondues ; le graphique la trace | |
|---|---|---|---|
| a₀ | rayon de Bohr | 52,9 pm, la distance la plus probable de l'électron 1s dans l'hydrogène | |
| r_mp | distance la plus probable | le pic le plus haut de P(r) |
Avec les valeurs actuelles :
| ⟨r⟩ | distance moyenne au noyau | la moyenne courante des positions mesurées s'y stabilise |
|---|
Avec les valeurs actuelles :
| configuration | Élément pour la configuration électronique (numéro atomique) | remplie dans l'ordre 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p, avec la règle de Hund dans chaque sous-couche et les exceptions connues comme le chrome et le cuivre |
|---|
Avec les valeurs actuelles :
Comment utiliser les orbitales atomiques en 3D
- Choisissez une orbitale. Chaque point du nuage est un endroit où l'électron pourrait se trouver, tiré de la fonction d'onde de l'hydrogène ; le nuage est donc dense là où l'électron est probable et clairsemé ailleurs. Le bleu et l'orange montrent le signe (la phase) de la fonction d'onde, qui compte quand des orbitales se recouvrent pour former des liaisons.
- Cochez Couper la moitié avant pour voir l'intérieur : les orbitales 2s, 3s et 4s cachent des nœuds sphériques, des coquilles où l'électron ne se trouve jamais, qui apparaissent sur le graphique de la distribution radiale comme des creux entre les pics. L'éclair blanc est une seule mesure de la position de l'électron ; le graphique au fil du temps montre les distances mesurées et leur moyenne courante, qui se stabilise sur ⟨r⟩.
- Augmentez la charge nucléaire pour voir l'orbitale rétrécir en 1 ÷ Z pour un ion à un seul électron comme He⁺ ou Li²⁺, et déplacez le curseur de l'élément pour obtenir la configuration électronique de n'importe quel élément jusqu'au xénon, avec le nombre d'électrons non appariés selon la règle de Hund. Le Simulateur de l'atome de Bohr montre l'ancien modèle planétaire et les raies spectrales.
Questions fréquentes
Qu'est-ce qu'une orbitale atomique ?
Une fonction d'onde qui décrit où un électron d'un atome a des chances de se trouver. Son carré donne la densité de probabilité : une orbitale n'est donc pas une trajectoire mais un nuage de probabilité. Chaque orbitale contient au plus deux électrons, de spins opposés. Sa forme est fixée par les nombres quantiques : n la taille et l'énergie, l la forme (s, p, d, f) et m_l l'orientation.
Pourquoi les orbitales p ont-elles deux lobes ?
La partie angulaire d'une orbitale p est proportionnelle à x, y ou z, positive d'un côté du noyau, négative de l'autre et nulle sur le plan entre les deux. Ce plan est un nœud angulaire. Les deux lobes sont de phases opposées, ici en bleu et orange ; l'électron est aussi probable dans l'un que dans l'autre et jamais sur le plan nodal.
Que sont les nœuds radiaux et angulaires ?
Des surfaces où la fonction d'onde est nulle. Une orbitale a n − 1 nœuds en tout : l nœuds angulaires (plans ou cônes passant par le noyau) et n − l − 1 nœuds radiaux (sphères). Ainsi 1s n'en a aucun, 2s une sphère, 2p un plan, 3d deux nœuds angulaires et 4f trois.
Pourquoi la 4s se remplit-elle avant la 3d ?
Dans les atomes à plusieurs électrons, les électrons internes font écran au noyau, et un électron s, qui passe une partie de son temps très près du noyau, est moins écranté qu'un électron d. Cela place la 4s juste sous la 3d pour le potassium et le calcium. Une fois les 3d en cours de remplissage, elles repassent sous la 4s ; c'est pourquoi les métaux de transition perdent d'abord leurs électrons 4s en formant des ions, et pourquoi le chrome et le cuivre prennent 3d⁵ 4s¹ et 3d¹⁰ 4s¹.
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