Les orbitales atomiques : du nuage probabiliste aux images de l'infiniment petit

Atome : comprendre les orbitales atomiques simplement — Les **orbitales de l'atome d'hydrogène** : L'énergie augmente de haut en bas (n = 1 à 5) et le moment cinétique augmente de gauche à droite (s, p, d, f, g). Les couleurs indiquent la probabilité de présence de l'électron : noir (nulle), rouge orangé (intermédiaire) et blanc (maximale). Les nombres quantiques (n, l, m, s) définissent respectivement l'énergie, la forme des sous-couches, l'orientation spatiale et le spin de l'électron.
Source image : PoorLeno (publié initialement en 2008) (nouvelle fenêtre) — domaine public.

Résumé scientifique

L'article d'Astronoo présente les orbitales atomiques de l'atome d'hydrogène, illustrant la probabilité de présence de l'électron autour du noyau. Il explique la mécanique quantique, la dualité onde-particule, la fonction d'onde et l'interprétation probabiliste de Born. Les formes variées des orbitales (sphère, haltères, etc.) sont décrites en fonction des nombres quantiques n, l, m et s. Cet article présente également les progrès récents de la microscopie qui permettent d'observer directement la signature de certaines orbitales, ainsi que les atomes de Rydberg, ces états très excités aux dimensions démesurées. Il rappelle enfin que l'électron n'a pas de trajectoire définie et que son état est une superposition de positions possibles dans l'espace.

Qu'est-ce qu'une orbitale atomique et pourquoi l'électron n'a-t-il pas de trajectoire fixe ?

Cet article est consacré à la compréhension des orbitales atomiques, ces régions de l'espace où l'électron a la plus forte probabilité d'être trouvé. Mais pourquoi l'électron ne décrit-il pas une orbite bien définie comme une planète ? La réponse réside dans la mécanique quantique qui, dès les années 1920, a bouleversé notre vision de l'infiniment petit. L'électron possède une dualité onde-particule : il se comporte comme une onde dont la longueur est liée à sa quantité de mouvement. Sa localisation précise est impossible à connaître simultanément avec sa vitesse (principe d'incertitude de Heisenberg). On utilise alors une fonction d'onde qui, par son carré, donne une densité de probabilité de présence. Cette fonction, solution de l'équation de Schrödinger, dépend de nombres quantiques qui définissent l'énergie, la forme et l'orientation de l'orbitale. Ainsi, au lieu d'une orbite circulaire, l'électron occupe des formes géométriques variées : sphère, haltères, fleurs... Ces formes expliquent les liaisons chimiques et les propriétés des matériaux. L'article détaille ces concepts avec des exemples concrets à travers l'atome d'hydrogène.

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Le noyau atomique et ses constituants

Un atome est constitué d'un noyau autour duquel se déplace un ou plusieurs électrons. Ce qui caractérise le noyau est son nombre de protons (Z) qui va de 1 à 118, c'est lui qui détermine l'élément, exemple le fer (Fe26) a 26 protons, 26 est son numéro atomique (Z). Les 118 éléments du tableau périodique, du plus léger (l'hydrogène) au plus lourd observé à ce jour (l'oganesson, Z=118), sont aujourd'hui tous connus. Le nombre de neutrons (N) va de 0 à environ 177 pour les noyaux observés expérimentalement (c'est le cas de l'isotope superlourd oganesson-294, avec 118 protons et 176 neutrons), et caractérise les isotopes de l'élément. Par exemple, l'hydrogène (H1) a un proton et aucun neutron, le deutérium (H2) a un proton et un neutron, le tritium (H3) a un proton et deux neutrons.

Les isotopes et leurs particularités

Ces trois formes de l'hydrogène n'ont qu'un seul électron puisqu'il n'y a qu'une seule charge électrique, l'unique proton.

Attention, il n'y a que dans le cas de l'hydrogène que l'on donne un nom différent aux isotopes de l'élément, dans tous les autres cas on indique seulement le nombre de nucléons ce qui permet de retrouver le nombre de neutrons. Par exemple le fer (Fe26) a plusieurs isotopes dont Fe56, on comprend que Fe56 a 30 neutrons, Fe57 a 31 neutrons, Fe58 a 32 neutrons, le nombre de neutrons différencie bien les isotopes.

La taille de l'atome et du noyau

Depuis 1811, on connait aussi la taille approximative d'un atome, Amedeo Avogadro (1776-1856) a estimé la taille des atomes à 10-10 mètre (Angstrom), c'est-à-dire un peu plus de 10 millionième de millimètre. En 1911, Ernest Rutherford (1871-1937) découvre le noyau atomique.

Rutherford précise la structure de l'atome en bombardant une feuille d'or avec des particules issues de la désintégration radioactive de l'uranium. Il donne une taille au noyau atomique de l'ordre de 10^-14 mètre.

Le modèle de Rutherford et la révolution quantique

Rutherford représente chaque atome comme un mini système solaire, au centre le noyau et en orbite comme des planètes, les électrons.

Depuis l'avènement de la mécanique quantique (décennie 1920) l'image du noyau est troublante, le noyau n'est plus un système composé de corpuscules associées ensemble. Le noyau régit par la mécanique quantique n'est pas observable directement car pour sonder les nucléons à l'intérieur du noyau, il faudrait éclairer les particules avec une lumière tellement énergétique que le noyau se désintègrerait instantanément.

Il en est de même pour l'électron, on ne représente plus l'électron comme un corpuscule qui tourne sur une orbite bien régulière autour du noyau. L'électron n'est ni une onde ni un corpuscule, cependant on parle de la dualité onde-corpuscule qui est le fondement de la mécanique quantique. L'électron ne suit pas une trajectoire unique, il se situe probablement dans une région autour du noyau que l'on appelle l'orbitale atomique.

Nuage Electronique ou Orbitale Atomique

Animations quantiques : La matière qui nous entoure est composée d’atomes, mais le modèle classique du système solaire qu'on apprend parfois à l'école est faux. En réalité, les électrons se comportent comme des ondes quantiques piégées autour du noyau, créant des formes bien définies. Ce sont ces formes d'ondes et ces liaisons qui expliquent toute la chimie moderne et les propriétés de la matière !
Source image : La physique autrement (nouvelle fenêtre) Data-Burger, conseiller scientifique: J. Bobroff, avec le soutien de : Univ. Paris Sud, SFP, Triangle de la Physique, PALM, Sciences à l'Ecole, ICAM-I2CAM.

La dualité onde-particule et l'hypothèse de De Broglie

Depuis 1924, toute matière est dotée d'une onde associée, c'est l'hypothèse de Louis De Broglie (1892-1987). Avec cette hypothèse, il généralise à toute les particules de la matière, la "dualité onde-particule" introduite pour la lumière, par Max Planck (1858-1947) au début du 20è siècle.

Toutes les particules subatomiques ont donc une longueur d'onde. La longueur d'onde λ d'une particule subatomique et sa quantité de mouvement p sont reliées par l'équation: λ=h/p, où h est la constante de Planck, p la quantité de mouvement c'est-à-dire le produit de la masse par le vecteur vitesse (p=mv). Dans le modèle semi-classique de Bohr, l'électron met environ 150 attosecondes (1,5×10⁻¹⁶ secondes) pour "faire le tour" du noyau de l'atome d'Hydrogène sur sa première orbite ; cette durée définit l'échelle de temps typique des expériences de physique attoseconde, qui permettent aujourd'hui de sonder la dynamique électronique en temps réel.

Grâce à la formule d'Einstein (E=mc2) toute la matière est dotée d'une énergie associée. En d'autres termes, plus la longueur d'onde est petite, plus l'énergie est élevée (E=h/λ). Cette énergie va modifier la forme des atomes. Les bases de la mécanique quantique sont alors posées.

A quoi ressemblent les particules du monde de l'infiniment petit ?

Les propriétés des particules subatomiques

La matière est composée de particules très petites (électrons, neutrinos, quarks) qui ont une masse, une charge, une énergie, une dimension, une onde, un spin.

Le nuage électronique, bien plus grand que le noyau

Les particules situées à l'intérieur du noyau atomique restent aujourd'hui encore inaccessibles à une observation directe. Le nuage électronique, en revanche, occupe toute l'étendue spatiale de l'atome puisqu'il est environ 100 000 fois plus grand que son noyau : si le noyau était représenté par une orange de 3 cm de rayon, le nuage électronique s'étendrait sur environ 3 kilomètres.

La fonction d'onde et son interprétation

En mécanique quantique ondulatoire, une particule est représentée par une fonction d'onde (vecteur d'état) mais il est très difficile de se représenter le concept fondamental de la mécanique quantique ou l'état quantique d'un système. En 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961) publie l'équation qui porte désormais son nom et qui permet de calculer cette fonction d'onde pour un système donné.

La même année 1926, Max Born (1882-1970) a donné une interprétation de la fonction d'onde où le carré de son module représente la probabilité de trouver la particule en un endroit précis, quand on fait une mesure. Cette interprétation probabiliste, qui lui vaudra le prix Nobel de physique en 1954, deviendra un pilier de l'interprétation dite « de Copenhague » de la mécanique quantique.

Une fonction d'onde est donc une amplitude de probabilité ou encore une densité de probabilité de présence du système dans une position donnée, à un instant donné. Cette fonction a une valeur complexe. Si un nombre réel ou une valeur réelle représente, par exemple, la longueur d'un segment sur une droite, une valeur complexe est représentée par un vecteur dans un plan. Ce vecteur a non seulement une longueur dans l'espace mais aussi une phase qui correspond à la direction du vecteur.

La probabilité de présence et le nuage électronique

Si on ne représente plus l'électron comme une particule ponctuelle sur une orbite régulière autour d'un noyau, comment peut-on s'en faire une image?

L'électron ne suit pas une trajectoire unique autour du noyau, il se situe quelque part dans une "vaste région" que l'on appelle le nuage électronique ou orbitale atomique. L'état d'un électron est donc représenté par ce volume de l'espace autour du noyau dans lequel il est délocalisé. L'état fondamental d'un atome d'hydrogène mesure environ 1 angström soit 10^-10 mètre.

Pour se représenter l'électron dans cette région il suffit d'imaginer un grain de riz d'environ 5 mm se déplacer dans une sphère d'environ 50 mètres de diamètre. Mais ce n'est pas toujours une sphère, la forme de cette région de l'espace atomique dépend de l'énergie de l'électron et de son moment cinétique.

Les formes variées des orbitales

Une géométrie dictée par les nombres quantiques

Les orbitales de l'électron peuvent prendre différentes formes caractéristiques en fonction de la nature de l'atome, par exemple l'orbitale de l'atome d'hydrogène sur la première rangée en haut de l'image a une forme sphérique, l'orbitale sur la deuxième rangée a la forme de deux gouttes d'eau, l'orbitale sur la troisième rangée a la forme de quatre gouttes d'eau.

L'effet de l'excitation sur la forme orbitale

En résumé, l'orbitale correspond à la région de l'espace où l'électron est délocalisé. L'état de l'électron est dans une superposition de toutes les positions possibles à l'intérieur de l'orbitale atomique dont la forme varie. La forme de l'orbitale change lorsqu'on excite l'atome, comme sur la première rangée. Si l'on excite encore plus l'atome, la forme de l'orbitale change à nouveau, comme sur la deuxième rangée ou deuxième couche électronique.

Pourquoi l'électron ne s'effondre-t-il pas sur le noyau ?

La réponse vient de la mécanique quantique. Selon le principe d'incertitude de Heisenberg, on ne peut pas connaître avec précision à la fois la position et la vitesse d'une particule comme l'électron. Si l'électron s'immobilisait sur le noyau, sa position serait parfaitement connue, mais son incertitude de vitesse deviendrait infinie. Or, une énergie infinie serait nécessaire pour atteindre cet état, ce qui est impossible.

L'électron ne peut donc exister que sur des niveaux d'énergie bien définis. Même au niveau le plus bas, il conserve une énergie minimale, appelée « énergie de point zéro ». C'est cette énergie qui l'empêche de s'effondrer sur le noyau : il reste en équilibre dans une orbitale, où l'attraction du noyau est compensée par cette énergie minimale.

Analogie : Imaginez un très gros ressort que vous essayez de comprimer. Plus vous appuyez, plus il résiste. L'énergie de point zéro agit comme cette résistance : elle empêche l'électron de se coller au noyau.

Voir l'invisible : l'imagerie directe des orbitales atomiques

Des observations spectaculaires depuis 2016

Pendant longtemps, l'orbitale atomique est restée un objet purement mathématique : une solution de l'équation de Schrödinger que l'on ne pouvait qu'imaginer ou calculer, sans espoir de l'observer directement. Les choses ont commencé à changer à partir du milieu des années 2010. En 2016, une équipe de recherche a filmé, grâce à la microscopie à effet tunnel femtoseconde, le mouvement ultrarapide d'une orbitale moléculaire unique. En 2023, deux équipes indépendantes sont allées plus loin : l'une a utilisé la microscopie à force atomique (AFM) pour observer directement la signature d'orbitales électroniques d'atomes de métaux uniques au sein de molécules de phtalocyanine, l'autre a mis au point une technique fondée sur un microscope électronique en transmission à balayage (STEM) capable de cartographier la densité électronique à l'échelle atomique dans un matériau bidimensionnel.

Une mesure indirecte mais confirmée par la théorie

Ces prouesses ne signifient pas que l'on « voit » un électron comme on observerait un caillou : ces techniques restent des mesures indirectes de la répartition de charge ou du courant induit par la pointe du microscope, interprétées ensuite à la lumière de la théorie quantique. Mais elles confirment de façon spectaculaire, à l'échelle d'un seul atome, les formes prédites depuis un siècle par l'équation de Schrödinger : sphères, haltères et lobes multiples. Quant aux nucléons à l'intérieur du noyau lui-même, ils demeurent hors d'atteinte de toute observation directe, pour la raison exposée plus haut : la sonder exigerait une énergie telle que le noyau se désintègrerait.

Les atomes de Rydberg : quand l'orbitale devient géante

Des orbitales aux dimensions micrométriques

Dans un état très excité, appelé « état de Rydberg » (du nom du physicien suédois Johannes Rydberg), un électron peut occuper une orbitale dont le nombre quantique principal n (numéro de la couche) est très élevé, typiquement compris entre 50 et 100 dans les expériences de laboratoire. Comme le rayon de l'orbite d'un électron croît comme le carré de n, la taille de ces atomes explose : elle devient de l'ordre de mille à dix mille fois celle d'un atome dans son état fondamental. Concrètement, pour n≈50, le rayon de l'orbitale atteint déjà plus d'un micromètre, une taille approchant celle de certaines bactéries.

Des outils précieux pour la physique quantique

Ces atomes « géants » sont extrêmement fragiles : leur électron périphérique, très loin du noyau, est faiblement lié et sensible au moindre champ électrique ou à la moindre collision. Mais cette fragilité même en fait des outils précieux pour la physique quantique. L'équipe de Serge Haroche, lauréat du prix Nobel de physique 2012, a utilisé des atomes de Rydberg comme sondes non destructives pour détecter la présence d'un unique photon piégé dans une cavité, ouvrant la voie à l'étude expérimentale de la décohérence quantique. Aujourd'hui, des réseaux d'atomes de Rydberg individuels, piégés par laser, sont également utilisés comme plateforme prometteuse pour le calcul et la simulation quantiques, car leurs orbitales géantes permettent des interactions fortes et contrôlables entre atomes voisins.

Références

FAQ : Tout savoir sur l'atome

Qu'est-ce qu'une orbitale atomique ?

Une orbitale atomique est une région de l'espace autour du noyau où la probabilité de trouver un électron est la plus élevée. Elle est décrite par une fonction d'onde issue de l'équation de Schrödinger. Contrairement à une orbite classique, l'orbitale n'est pas une trajectoire définie mais une répartition spatiale probabiliste de l'électron, dont la forme dépend des nombres quantiques.

Pourquoi les électrons ne s'effondrent-ils pas sur le noyau ?

En mécanique quantique, un électron confiné près du noyau possède une énergie cinétique minimale non nulle (énergie de point zéro) en raison du principe d'incertitude de Heisenberg. S'il était localisé exactement sur le noyau, sa position serait parfaitement définie, ce qui rendrait sa vitesse infiniment incertaine et donc son énergie cinétique infinie. L'équilibre entre l'attraction électrostatique et cette énergie quantique conduit à une orbitale stable.

Quelle est la différence entre une orbite et une orbitale ?

Une orbite est une trajectoire circulaire ou elliptique bien définie, comme celle des planètes autour du Soleil (modèle de Rutherford). Une orbitale est un concept quantique qui ne décrit pas une trajectoire mais une région de l'espace où la probabilité de présence de l'électron est maximale. L'électron n'a pas de position fixe ; on ne peut que donner des probabilités.

Comment les nombres quantiques définissent-ils les orbitales ?

Les nombres quantiques sont au nombre de quatre : n (principal) détermine l'énergie et la taille ; l (secondaire ou azimutal) donne la forme (s, p, d, f...) ; m (magnétique) précise l'orientation dans l'espace ; s (spin) décrit le moment cinétique intrinsèque de l'électron. Leur combinaison définit chaque orbitale unique.

Pourquoi les orbitales ont-elles des formes différentes ?

Les formes variées (sphérique, en haltère, en fleur...) résultent de la résolution de l'équation de Schrödinger pour l'atome d'hydrogène. Elles dépendent du nombre quantique secondaire l et de l'énergie de l'électron. Chaque forme correspond à une densité de probabilité particulière : l'électron est plus susceptible d'être trouvé dans certaines zones angulaires.

En quoi les orbitales atomiques sont-elles essentielles en chimie ?

Les orbitales expliquent la formation des liaisons chimiques : lorsque les orbitales de deux atomes se recouvrent, les électrons peuvent être partagés, créant des liaisons covalentes. La géométrie des molécules (angle, longueur des liaisons) est déterminée par l'hybridation des orbitales. C'est le fondement de la chimie quantique et de la compréhension des réactions chimiques.

Peut-on aujourd'hui « voir » une orbitale atomique ?

Depuis 2016, et surtout depuis 2023, des techniques de microscopie à force atomique et de microscopie électronique en transmission permettent d'observer la signature de certaines orbitales d'atomes uniques au sein de molécules ou de matériaux 2D. Il ne s'agit pas d'une photographie directe de l'électron, mais d'une mesure de la densité de charge ou du courant induit, interprétée à la lumière de la théorie quantique. Les nucléons à l'intérieur du noyau, en revanche, restent inaccessibles à toute observation directe.