Les atomes à plusieurs électrons Liaisons entre atomes et molécules

« trons p, ceux pour lesquels k = 3, sont des élec­ trons d, ceux pour lesquels k = 4, sont des élec­ trons f.

La couche K (n = 1) ne peut contenir que d,es électrons s (k = 1).

La couche L (n = 2) peut avoir des électrons s ou p (k = 1 ou 2).

La couche M (n = 3), des électrons s, p, ou d ; etc.

On appelle électron 1 s un électron pour lequel n = 1 et k = 1 ; électron 2 s, un électron pour lequel n = 2 et k = 1 ; électron 3 d, un électron pour le­ quel n = 3 et k = 2 ...

On note une couche par les lettres correspondant aux sous-couches qu'elle contient, chacune étant suivie d'un exposant correspondant au nombre d'électrons qu'elle contient.

Ainsi s d 2 f8 signifie que la couche à laquelle on s'intéresse comprend un électron dans la sous-couche s, deux dans la sous-couche d, aucun dans la sous-couche p et 8 dans la sous-couche f.

La quantification magnétique Dès 1896, donc bien avant la théorie de Bohr, le physicien hollandais Zeeman avait remarqué que, si on place une source lumineuse dans un champ magnétique, les raies qu'elle émet se décomposent ; c'est l'effet Zeeman, qui s'interprète de la façon sui­ vante : l'électron en mouvement constitue un cou­ rant électrique, qui engendre un champ magnéti­ que, comme un courant électrique qui circule dans les spires d'une bobine .

En présence d'un champ magnétique extérieur, le plan de l'orbite s'oriente par rapport à la direction de ce champ : on est amené à introduire un nouveau nombre quantique, le nombre quantique magnétique m, afin de tenir compte de cette orientation les valeurs possibles pour rn dépendent de la sous-couche considérée : rn peut prendre toutes les valeurs entières de- (k- 1) à + (k- 1) (fig.

1).

Ainsi, pour k = 1, rn peut prendre seulement la valeur O.

Pour k = 2, rn peut prendre les valeurs + 1, 0 et- 1.

Pour k = 3, rn peut être égal à + 2, + 1, 0, - 1 et - 2.

N Fig.

1.

La quantification magnétique de l'atome.

_ L'angle œ__pntre un champ magnétique H et le normale N au plan de l'orbite est quantifié.

On a: m cos ct=--k- 1 m étant un entier qui varie de -(k - 1 1 è + (k- 1).

Ainsi, pour n = 1, la seule vele ur possible pour k est 1, donc m = 0 et ct= 90°.

Pour n = 2, k peut être égal è 1 ou 2, et m prendre les valeurs - 1, 0, + 1 : œ est égal è 180°, 90° et 0°.

En fait il faut tenir compte du spin de l'électron (fig.

2), ce qui complique les calculs.

M prend des valeurs entières ou demi-entières.

Le spin de l'électron La mécanique ondulatoire permettait, nous l'avons vu, de construire un modèle d'atome plus satisfaisant que la théorie de Bohr ; cependant, elle ne pouvait pas encore expliquer toutes les données expérimentales.

En effet, de nombreuses raies spec­ trales, celles de l'hydrogène en particulier, étaient dédoublées par rapport à ce qu'indiquait la théorie.

En 1925, Uhlenbeck et Goudsmit interprétèrent les observations en admettant que l'électron tourne, non seulement autour du noyau, mais aussi sur lui­ même : on donna le nom de spin à ce mouvement qui existe dans le cas de toutes les particules ; dans le cas de l'électron en rotation autour du noyau, il est caractérisé par un nombre quantique de valeurs + 1/ 2 et - 1/2 : ces deux valeurs correspondent aux deux sens de rotation possibles.

(fig.

2).

Fig.

2.

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