Physique quantique

« Je pense qu'il est prudent de dire que personne ne comprend le quantum mécanique." —Physicien Richard P. Feynman

Dire que l'invention des dispositifs à semi-conducteurs a été une révolution ne serait pas exagéré. Non seulement il s'agissait d'une réalisation technologique impressionnante, mais cela a ouvert la voie à des développements qui modifieraient de manière indélébile la société moderne. Les dispositifs à semi-conducteurs ont rendu possible l'électronique miniaturisée, y compris les ordinateurs, certains types d'équipements de diagnostic et de traitement médicaux et les appareils de télécommunication populaires, pour ne citer que quelques applications de cette technologie.

Derrière cette révolution technologique se cache une révolution encore plus grande dans la science générale :le domaine de la physique quantique . Sans ce saut dans la compréhension du monde naturel, le développement de dispositifs à semi-conducteurs (et de dispositifs électroniques plus avancés encore en cours de développement) n'aurait jamais été possible. La physique quantique est un domaine scientifique incroyablement compliqué. Ce chapitre n'est qu'un bref aperçu. Lorsque des scientifiques du calibre de Feynman disent que « personne ne le comprend », vous pouvez être sûr que c'est un sujet complexe. Sans une compréhension de base de la physique quantique, ou au moins une compréhension des découvertes scientifiques qui ont conduit à sa formulation, cependant, il est impossible de comprendre comment et pourquoi les dispositifs électroniques à semi-conducteurs fonctionnent. La plupart des manuels d'introduction à l'électronique que j'ai lus tentent d'expliquer les semi-conducteurs en termes de physique « classique », ce qui entraîne plus de confusion que de compréhension.

Atome

Beaucoup d'entre nous ont vu des diagrammes d'atomes qui ressemblent à la figure ci-dessous.

Atome de Rutherford :les électrons négatifs orbitent autour d'un petit noyau positif.

De minuscules particules de matière appelées protons et neutrons constituent le centre de l'atome; électrons orbite comme des planètes autour d'une étoile. Le noyau porte une charge électrique positive, en raison de la présence de protons (les neutrons n'ont aucune charge électrique), tandis que la charge négative d'équilibrage de l'atome réside dans les électrons en orbite. Les électrons négatifs sont attirés par les protons positifs tout comme les planètes sont attirées gravitationnellement par le Soleil, mais les orbites sont stables en raison du mouvement des électrons. Nous devons ce modèle populaire de l'atome aux travaux d'Ernest Rutherford, qui, vers 1911, a déterminé expérimentalement que les charges positives des atomes étaient concentrées dans un noyau minuscule et dense plutôt que d'être réparties uniformément sur le diamètre comme l'avait proposé un chercheur précédent. , JJ Thompson.

Dispersion de Rutherford

L'expérience de diffusion de Rutherford consiste à bombarder une fine feuille d'or avec des particules alpha chargées positivement, comme dans la figure ci-dessous. Les jeunes étudiants diplômés H. Geiger et E. Marsden ont connu des résultats inattendus. Quelques particules Alpha ont été déviées à de grands angles. Quelques particules Alpha étaient rétrodiffusées, reculant à près de 180 ^o . La plupart des particules ont traversé la feuille d'or sans déviation, indiquant que la feuille était principalement un espace vide. Le fait que quelques particules alpha aient subi de grandes déflexions indiquait la présence d'un minuscule noyau chargé positivement.

Diffusion Rutherford :un faisceau de particules alpha est diffusé par une fine feuille d'or.

Bien que le modèle atomique de Rutherford ait mieux pris en compte les données expérimentales que celui de Thompson, il n'était toujours pas parfait. D'autres tentatives de définition de la structure atomique ont été entreprises, et ces efforts ont contribué à ouvrir la voie aux découvertes étranges de la physique quantique. Aujourd'hui, notre compréhension de l'atome est un peu plus complexe. Néanmoins, malgré la révolution de la physique quantique et sa contribution à notre compréhension de la structure atomique, l'image du système solaire de Rutherford de l'atome s'est ancrée dans la conscience populaire à un degré tel qu'elle persiste dans certains domaines d'étude même lorsqu'elle est inappropriée.

Considérez cette brève description des électrons dans un atome, tirée d'un manuel d'électronique populaire :

Les électrons négatifs en orbite sont donc attirés vers le noyau positif, ce qui nous amène à nous demander pourquoi les électrons ne volent pas dans le noyau de l'atome. La réponse est que les électrons en orbite restent sur leur orbite stable à cause de deux forces égales mais opposées. La force centrifuge vers l'extérieur exercée sur les électrons en raison de l'orbite contrecarre la force attractive vers l'intérieur (centripète) essayant de tirer les électrons vers le noyau en raison des charges différentes.

Conformément au modèle de Rutherford, cet auteur présente les électrons comme des morceaux solides de matière engagés dans des orbites circulaires, leur attraction vers le noyau de charge opposée étant équilibrée par leur mouvement. La référence à la « force centrifuge » est techniquement incorrecte (même pour les planètes en orbite), mais est facilement pardonnée en raison de son acceptation populaire :en réalité, il n'existe pas de force poussant n'importe quelle corps en orbite loin de son centre d'orbite. Cela semble être le cas parce que l'inertie d'un corps a tendance à le maintenir en ligne droite, et comme une orbite est une déviation (accélération) constante par rapport à un voyage en ligne droite, il y a une opposition inertielle constante à toute force qui attire le corps vers l'orbite. centre (centripète), que ce soit la gravité, l'attraction électrostatique, ou encore la tension d'un lien mécanique.

Le vrai problème avec cette explication, cependant, est l'idée d'électrons voyageant sur des orbites circulaires en premier lieu. C'est un fait vérifiable que l'accélération des charges électriques émet un rayonnement électromagnétique, et ce fait était connu même à l'époque de Rutherford. Étant donné que le mouvement en orbite est une forme d'accélération (l'objet en orbite en accélération constante par rapport au mouvement normal en ligne droite), les électrons en orbite devraient émettre des radiations comme la boue d'un pneu en rotation. Des électrons accélérés autour de chemins circulaires dans des accélérateurs de particules appelés synchrotrons sont connus pour faire cela, et le résultat est appelé rayonnement synchrotron . Si les électrons perdaient de l'énergie de cette manière, leurs orbites finiraient par se désintégrer, entraînant des collisions avec le noyau chargé positivement. Néanmoins, cela ne se produit généralement pas dans les atomes. En effet, les « orbites » des électrons sont remarquablement stables dans un large éventail de conditions.

Atomes excités

De plus, des expériences avec des atomes «excités» ont démontré que l'énergie électromagnétique émise par un atome ne se produit qu'à certaines fréquences définies. Les atomes qui sont «excités» par des influences extérieures telles que la lumière sont connus pour absorber cette énergie et la renvoyer sous forme d'ondes électromagnétiques de fréquences spécifiques, comme un diapason qui sonne à une hauteur fixe, quelle que soit la manière dont il est frappé. Lorsque la lumière émise par un atome excité est divisée en ses fréquences constitutives (couleurs) par un prisme, des raies de couleur distinctes apparaissent dans le spectre, le motif des raies spectrales étant unique à cet élément. Ce phénomène est couramment utilisé pour identifier les éléments atomiques, et même mesurer les proportions de chaque élément dans un composé ou un mélange chimique. Selon le modèle atomique du système solaire de Rutherford (considérant les électrons comme des morceaux de matière libres d'orbiter à n'importe quel rayon) et les lois de la physique classique, les atomes excités devraient renvoyer de l'énergie sur une gamme de fréquences pratiquement illimitée plutôt que sur quelques-uns. En d'autres termes, si le modèle de Rutherford était correct, il n'y aurait pas d'effet de « diapason » et le spectre lumineux émis par n'importe quel atome apparaîtrait comme une bande continue de couleurs plutôt que comme quelques lignes distinctes.

BohrModèle

L'atome d'hydrogène de Bohr (avec des orbites dessinées à l'échelle) ne permet aux électrons d'habiter que des orbitales discrètes. Les électrons tombant de n=3,4,5 ou 6 à n=2 représentent la série de raies spectrales de Balmer.

Un chercheur pionnier du nom de Niels Bohr a tenté d'améliorer le modèle de Rutherford après avoir étudié dans le laboratoire de Rutherford pendant plusieurs mois en 1912. En essayant d'harmoniser les découvertes d'autres physiciens (notamment Max Planck et Albert Einstein), Bohr a suggéré que chaque électron avaient une certaine quantité d'énergie et que leurs orbites étaient quantifiées de telle sorte que chacun peut occuper certains endroits autour du noyau, comme des billes fixées en pistes circulaires autour du noyau plutôt que les satellites libres que chacun imaginait auparavant. (Figure ci-dessus) Par respect pour les lois de l'électromagnétisme et des charges accélératrices, Bohr a fait allusion à ces « orbites » en tant qu'états stationnaires pour échapper à l'implication qu'ils étaient en mouvement. Bien que la tentative ambitieuse de Bohr de recadrer la structure de l'atome en des termes plus proches des résultats expérimentaux ait été une étape importante en physique, elle n'a pas été achevée. Son analyse mathématique a produit de meilleures prédictions d'événements expérimentaux que les analyses appartenant aux modèles précédents, mais il y avait encore des questions sans réponse sur pourquoi les électrons devraient se comporter de manière si étrange. L'affirmation selon laquelle les électrons existaient dans des états stationnaires et quantifiés autour du noyau expliquait mieux les données expérimentales que le modèle de Rutherford, mais il n'avait aucune idée de ce qui forcerait les électrons à manifester ces états particuliers. La réponse à cette question devait venir d'un autre physicien, Louis de Broglie, environ une décennie plus tard.

Hypothèse De Broglie

De Broglie a proposé que les électrons, en tant que photons (particules de lumière) manifestent à la fois des propriétés de type particule et ondulatoire. S'appuyant sur cette proposition, il a suggéré qu'une analyse des électrons en orbite du point de vue des ondes plutôt que du point de vue des particules pourrait donner plus de sens à leur nature quantifiée. En effet, une autre avancée dans la compréhension a été atteinte.

Une corde vibrant à une fréquence de résonance entre deux points fixes forme une onde stationnaire .

L'atome selon de Broglie était constitué d'électrons existant sous forme d'ondes stationnaires , un phénomène bien connu des physiciens sous diverses formes. Comme la corde pincée d'un instrument de musique (figure ci-dessus) vibrant à une fréquence de résonance, avec des « nœuds » et des « nœuds » à des positions stables sur toute sa longueur. De Broglie a imaginé des électrons autour des atomes debout sous forme d'ondes courbées autour d'un cercle, comme dans la figure ci-dessous.

Électron "en orbite" sous forme d'onde stationnaire autour du noyau, (a) deux cycles par orbite, (b) trois cycles par orbite.

Les électrons ne pouvaient exister que dans certaines « orbites » définies autour du noyau, car c'étaient les seules distances où les extrémités des ondes correspondraient. Dans tout autre rayon, l'onde devrait interférer de manière destructive avec elle-même et ainsi cesser d'exister. L'hypothèse de De Broglie a donné à la fois un support mathématique et une analogie physique pratique pour expliquer les états quantifiés des électrons dans un atome, mais son modèle atomique était encore incomplet. En quelques années, cependant, les physiciens Werner Heisenberg et Erwin Schrodinger, travaillant indépendamment l'un de l'autre, se sont appuyés sur le concept de de Broglie d'une dualité matière-onde pour créer des modèles de particules subatomiques plus rigoureux sur le plan mathématique.

Mécanique quantique

Cette avancée théorique du modèle d'onde stationnaire primitif de de Broglie à la matrice de Heisenberg et aux modèles d'équation différentielle de Schrödinger a reçu le nom de mécanique quantique , et il a introduit une caractéristique plutôt choquante dans le monde des particules subatomiques :le trait de probabilité, ou d'incertitude. Selon la nouvelle théorie quantique, il était impossible de déterminer la position exacte et quantité de mouvement exacte d'une particule en même temps. L'explication populaire de ce "principe d'incertitude" était qu'il s'agissait d'une erreur de mesure (c'est-à-dire qu'en essayant de mesurer avec précision la position d'un électron, vous interférez avec sa quantité de mouvement et vous ne pouvez donc pas savoir ce que c'était avant que la mesure de position ne soit prise, et vice versa). versa). L'implication surprenante de la mécanique quantique est que les particules n'ont pas réellement de positions précises et impulsions, mais plutôt équilibrer les deux quantités de telle manière que leurs incertitudes combinées ne diminuent jamais en dessous d'une certaine valeur minimale.

Cette forme de relation « d'incertitude » existe dans des domaines autres que la mécanique quantique. Comme indiqué dans le chapitre "Signaux alternatifs à fréquence mixte" du volume II de cette série de livres, il existe une relation mutuellement exclusive entre la certitude des données du domaine temporel d'une forme d'onde et ses données du domaine fréquentiel. En termes simples, plus on connaît précisément sa ou ses fréquences constitutives, moins on connaît précisément son amplitude dans le temps, et vice versa. Pour me citer :

Une forme d'onde de durée infinie (nombre infini de cycles) peut être analysée avec une précision absolue, mais moins l'ordinateur dispose de cycles pour l'analyse, moins l'analyse est précise. . . Moins une onde a de cycles, moins sa fréquence est certaine. En poussant ce concept à son extrême logique, une courte impulsion - une forme d'onde qui ne termine même pas un cycle - n'a en fait aucune fréquence, mais agit plutôt comme une gamme infinie de fréquences. Ce principe est commun à tous les phénomènes basés sur les ondes, pas seulement les tensions et courants alternatifs.

Afin de déterminer avec précision l'amplitude d'un signal variable, nous devons l'échantillonner sur un laps de temps très étroit. Cependant, cela limite notre vision de la fréquence de l'onde. A l'inverse, pour déterminer la fréquence d'une onde avec une grande précision, il faut l'échantillonner sur plusieurs cycles, ce qui fait qu'on perd de vue son amplitude à un instant donné. Ainsi, on ne peut pas connaître simultanément l'amplitude instantanée et la fréquence globale d'une onde avec une précision illimitée. Plus étrange encore, cette incertitude est bien plus qu'une imprécision de l'observateur; elle réside dans la nature même de la vague. Ce n'est pas comme s'il serait possible, avec la technologie appropriée, d'obtenir des mesures précises des des deux amplitude et fréquence instantanées à la fois. Littéralement, une onde ne peut pas avoir à la fois une amplitude précise et instantanée et une fréquence précise.

L'incertitude minimale de la position et de la quantité de mouvement d'une particule exprimée par Heisenberg et Schrödinger n'a rien à voir avec la limitation de la mesure ; c'est plutôt une propriété intrinsèque de la double nature matière-onde de la particule. Les électrons, par conséquent, n'existent pas vraiment dans leurs « orbites » en tant que morceaux de matière définis avec précision, ou même en tant que formes d'ondes définies avec précision, mais plutôt en tant que « nuages » - le terme technique est fonction d'onde —de distribution de probabilité, comme si chaque électron était « étalé » ou « étalé » sur une gamme de positions et d'impulsions.

Cette vision radicale des électrons en tant que nuages ​​imprécis semble d'abord contredire le principe original des états électroniques quantifiés :que les électrons existent dans des « orbites » discrètes et définies autour des noyaux atomiques. C'est, après tout, cette découverte qui a conduit à la formation de la théorie quantique pour l'expliquer. Comme il semble étrange qu'une théorie développée pour expliquer le comportement discret des électrons finisse par déclarer que les électrons existent sous forme de « nuages » plutôt que sous forme de morceaux de matière discrets. Cependant, le comportement quantifié des électrons ne dépend pas des électrons ayant des valeurs de position et de quantité de mouvement définies, mais plutôt d'autres propriétés appelées nombres quantiques . Essentiellement, la mécanique quantique se passe des notions communément admises de position absolue et de quantité de mouvement absolue, et les remplace par des notions absolues d'une sorte n'ayant aucun analogue dans l'expérience commune.

Quatre nombres quantiques

Même si les électrons sont connus pour exister sous des formes éthérées de probabilité distribuée « comme des nuages » plutôt que sous forme de morceaux discrets de matière, ces « nuages » ont d'autres caractéristiques qui sont discret. Tout électron dans un atome peut être décrit par quatre mesures numériques (les nombres quantiques mentionnés précédemment ), appelé le principal , Moment angulaire , Magnétique , et Tourner Nombres. Ce qui suit est un résumé de la signification de chacun de ces nombres :

1. Nombre quantique principal

Nombre quantique principal : Symbolisé par la lettre n , ce numéro décrit le shell dans lequel réside un électron. Une "enveloppe" d'électrons est une région de l'espace autour du noyau d'un atome dans laquelle les électrons sont autorisés à exister, correspondant aux modèles stables d'"ondes stationnaires" de de Broglie et Bohr. Les électrons peuvent « sauter » d'une coquille à l'autre, mais ne peuvent pas exister entre les régions de la coquille. Le nombre quantique principal doit être un entier positif (un nombre entier, supérieur ou égal à 1). En d'autres termes, le nombre quantique principal d'un électron ne peut pas être 1/2 ou -3. Ces valeurs entières n'ont pas été obtenues arbitrairement, mais plutôt grâce à des preuves expérimentales de spectres lumineux :les différentes fréquences (couleurs) de la lumière émise par les atomes d'hydrogène excités suivent une séquence mathématiquement dépendante de valeurs entières spécifiques, comme illustré dans la figure précédente.

Chaque coquille a la capacité de contenir plusieurs électrons. Une analogie pour les coquilles d'électrons est les rangées concentriques de sièges d'un amphithéâtre. Tout comme une personne assise dans un amphithéâtre doit choisir une rangée pour s'asseoir (on ne peut pas s'asseoir entre rangées), les électrons doivent « choisir » une coquille particulière dans laquelle « s'asseoir ». Comme dans les rangées d'amphithéâtre, les coquilles les plus à l'extérieur contiennent plus d'électrons que les coquilles intérieures. De plus, les électrons ont tendance à rechercher la coque disponible la plus basse, car les personnes dans un amphithéâtre recherchent le siège le plus proche de la scène centrale. Plus le nombre de couches est élevé, plus l'énergie des électrons qu'elle contient est élevée.

Le nombre maximum d'électrons que peut contenir n'importe quelle coquille est décrit par l'équation 2n ² , où « n » est le nombre quantique principal. Ainsi, la première couche (n=1) peut contenir 2 électrons; la deuxième couche (n=2) 8 électrons et la troisième couche (n=3) 18 électrons. (Figure ci-dessous)

Les couches d'électrons dans un atome étaient autrefois désignées par une lettre plutôt que par un nombre. La première coque (n=1) était étiquetée K, la deuxième coque (n=2) L, la troisième coque (n=3) M, la quatrième coque (n=4) N, la cinquième coque (n=5) O, la sixième coquille (n=6) P, et la septième coquille (n=7) Q.

2. Nombre quantique de moment angulaire

Nombre quantique de moment angulaire : Un shell, est composé de sous-shells. On pourrait être enclin à considérer les sous-coques comme de simples subdivisions de coques, comme des voies divisant une route. Les sous-shells sont beaucoup plus étranges. Les sous-couches sont des régions de l'espace où des « nuages » d'électrons sont autorisés à exister, et différentes sous-couches ont en fait des formes différentes. La première sous-couche a la forme d'une sphère (Figure ci-dessous (s) ) qui a du sens lorsqu'elle est visualisée comme un nuage d'électrons entourant le noyau atomique en trois dimensions. La deuxième sous-couche, cependant, ressemble à un haltère, composé de deux "lobes" réunis en un seul point près du centre de l'atome. (Figure ci-dessous (p)) La troisième sous-couche ressemble généralement à un ensemble de quatre « lobes » regroupés autour du noyau de l'atome. Ces formes de sous-coque rappellent les représentations graphiques de la force du signal d'antenne radio, avec des régions en forme de lobe bulbeux s'étendant de l'antenne dans diverses directions. (Figure ci-dessous (d) )

Les nombres quantiques de moment angulaire valides sont des entiers positifs comme les nombres quantiques principaux, mais incluent également zéro. Ces nombres quantiques pour les électrons sont symbolisés par la lettre l. Le nombre de sous-couches dans une coque est égal au nombre quantique principal de la coque. Ainsi, la première coquille (n=1) a une sous-coquille, numérotée 0; la deuxième coque (n=2) comporte deux sous-coquilles, numérotées 0 et 1; le troisième shell (n=3) a trois sous-shells, numérotés 0, 1 et 2.

Une ancienne convention pour la description des sous-shells utilisait des lettres plutôt que des chiffres. Dans cette notation, le premier sous-shell (l=0) était désigné s, le deuxième sous-shell (l=1) désigné p, le troisième sous-shell (l=2) désigné d et le quatrième sous-shell (l=3) désigné f. Les lettres proviennent des mots dièse, principal (à ne pas confondre avec le nombre quantique principal, n), diffus et fondamental. Vous verrez toujours cette convention de notation dans de nombreux tableaux périodiques, utilisés pour désigner la configuration électronique des couches les plus externes, ou de valence, de l'atome. (Figure ci-dessous)

(a) Représentation de Bohr de l'atome d'argent, (b) Représentation de sous-couche d'Ag avec division des coques en sous-couches (nombre quantique angulaire l). Ce diagramme n'implique rien sur la position réelle des électrons, mais représente les niveaux d'énergie.

3. Nombre Quantique Magnétique

Nombre Quantique Magnétique : Le nombre quantique magnétique pour un électron classe dans quelle orientation sa forme de sous-couche est pointée. Les "lobes" des sous-coques pointent dans plusieurs directions. Ces différentes orientations sont appelées orbitales . Pour la première sous-couche (s; l=0), qui ressemble à une sphère ne pointant dans aucune « direction », il n'y a donc qu'une seule orbitale. Pour le deuxième (p; l=1) sous-coque dans chaque coque, qui ressemble à des haltères, pointe dans trois directions possibles. Pensez à trois haltères se coupant à l'origine, chacun orienté le long d'un axe différent dans un espace de coordonnées à trois axes.

Les valeurs numériques valides pour ce nombre quantique se composent d'entiers allant de -l à l et sont symbolisées par m _l en physique atomique et l _z en physique nucléaire. Pour calculer le nombre d'orbitales dans un sous-shell donné, doublez le nombre de sous-shell et ajoutez 1, (2·l + 1). Par exemple, le premier sous-shell (l=0) dans n'importe quel shell contient une seule orbitale, numérotée 0 ; le deuxième sous-shell (l=1) dans n'importe quel shell contient trois orbitales, numérotées -1, 0 et 1 ; la troisième sous-couche (l=2) contient cinq orbitales, numérotées -2, -1, 0, 1 et 2 ; et ainsi de suite.

Comme les principaux nombres quantiques, le nombre quantique magnétique est issu directement de preuves expérimentales :l'effet Zeeman, la division des raies spectrales en exposant un gaz ionisé à un champ magnétique, d'où le nom de nombre quantique « magnétique ».

4. Numéro quantique de rotation

Numéro quantique de rotation : Comme le nombre quantique magnétique, cette propriété des électrons atomiques a été découverte par l'expérimentation. Une observation attentive des raies spectrales a révélé que chaque raie était en fait une paire de raies très rapprochées, et cette soi-disant structure fine a été supposé résulter de chaque électron "tournant" sur un axe comme s'il s'agissait d'une planète. Des électrons avec des « spins » différents émettraient des fréquences de lumière légèrement différentes lorsqu'ils étaient excités. Le nom « spin » a été attribué à ce nombre quantique. Le concept d'électron en rotation est désormais obsolète, étant mieux adapté à la vision (incorrecte) des électrons en tant que morceaux discrets de matière plutôt qu'en tant que « nuages » ; mais, le nom reste.

Les nombres quantiques de spin sont symbolisés par m _s en physique atomique et s _z en physique nucléaire. Pour chaque orbitale de chaque sous-couche de chaque couche, il peut y avoir deux électrons, l'un avec un spin de +1/2 et l'autre avec un spin de -1/2.

Principe d'exclusion de Pauli

Le physicien Wolfgang Pauli a développé un principe expliquant l'ordre des électrons dans un atome en fonction de ces nombres quantiques. Son principe, appelé le principe d'exclusion de Pauli , déclare qu'il n'y a pas deux électrons dans le même atome qui peuvent occuper exactement les mêmes états quantiques. C'est-à-dire que chaque électron dans un atome a un ensemble unique de nombres quantiques. Cela limite le nombre d'électrons pouvant occuper une orbitale, une sous-couche et une couche données.

Voici l'arrangement des électrons pour un atome d'hydrogène :

Avec un proton dans le noyau, il faut un électron pour équilibrer électrostatiquement l'atome (la charge électrique positive du proton est exactement équilibrée par la charge électrique négative de l'électron). Cet électron réside dans la couche la plus basse (n=1), la première sous-couche (l=0), dans la seule orbitale (orientation spatiale) de cette sous-couche (m_l =0), avec une valeur de spin de 1/2. Une méthode courante pour décrire cette organisation consiste à répertorier les électrons en fonction de leurs couches et sous-couches dans une convention appelée notation spectroscopique . Dans cette notation, le numéro de la couche est représenté par un nombre entier, la sous-couche par une lettre (s,p,d,f) et le nombre total d'électrons dans la sous-couche (toutes les orbitales, tous les spins) en exposant. Ainsi, l'hydrogène, avec son seul électron résidant dans le niveau de base, est décrit comme 1s ¹ .

En passant à l'atome suivant (par ordre de numéro atomique), nous avons l'élément hélium :

Un atome d'hélium a deux protons dans le noyau, ce qui nécessite deux électrons pour équilibrer la charge électrique double positive. Étant donné que deux électrons, l'un avec un spin =1/2 et l'autre avec un spin =-1/2, s'insèrent dans une orbitale, la configuration électronique de l'hélium ne nécessite aucune sous-couche ou coque supplémentaire pour contenir le deuxième électron.

Cependant, un atome nécessitant trois électrons ou plus va nécessitent des sous-couches supplémentaires pour contenir tous les électrons, car seuls deux électrons entreront dans la couche la plus basse (n=1). Considérons l'atome suivant dans la séquence de nombres atomiques croissants, le lithium :

Un atome de lithium utilise une fraction de la capacité de la coque L (n=2). Cette coquille a en fait une capacité totale de huit électrons (capacité maximale de la coquille =2n ² électrons). Si nous examinons l'organisation de l'atome avec une couche L complètement remplie, nous verrons comment toutes les combinaisons de sous-couches, d'orbitales et de spins sont occupées par des électrons :

Souvent, lorsque la notation spectroscopique est donnée pour un atome, toutes les coquilles complètement remplies sont omises et la coquille non remplie, ou la coquille remplie de plus haut niveau, est indiquée. Par exemple, l'élément néon (représenté dans l'illustration précédente), qui a deux coquilles complètement remplies, peut être décrit spectroscopiquement simplement comme 2p ⁶ plutôt que 1s ² 2s ² 2p ⁶ . Le lithium, avec sa couche K complètement remplie et un électron solitaire dans la couche L, peut être décrit simplement comme 2s ¹ plutôt que 1s ² 2s ¹ .

L'omission de coquilles de niveau inférieur complètement remplies n'est pas seulement une commodité de notation. Il illustre également un principe de base de la chimie :que le comportement chimique d'un élément est principalement déterminé par ses coquilles non remplies. L'hydrogène et le lithium ont tous deux un seul électron dans leur enveloppe la plus externe (1s ¹ et 2s ¹ , respectivement), donnant aux deux éléments des propriétés similaires. Les deux sont hautement réactifs et réactifs à peu près de la même manière (se liant à des éléments similaires dans des modes similaires). Peu importe que le lithium ait une coque K complètement remplie sous sa coque L presque vide :la coque L non remplie est la coque qui détermine son comportement chimique.

Les éléments ayant des coques extérieures complètement remplies sont classés comme nobles , et se distinguent par une non-réactivité presque complète avec d'autres éléments. Ces éléments étaient autrefois classés comme inertes , quand on pensait que ceux-ci étaient complètement non réactifs, mais sont maintenant connus pour former des composés avec d'autres éléments dans des conditions spécifiques.

Tableau périodique

Étant donné que les éléments ayant des configurations électroniques identiques dans leur(s) enveloppe(s) externe(s) présentent des propriétés chimiques similaires, Dmitri Mendeleev a organisé les différents éléments dans un tableau en conséquence. Un tel tableau est appelé tableau périodique des éléments , et les tableaux modernes suivent cette forme générale dans la figure ci-dessous.

Tableau périodique des éléments chimiques

Dmitri Mendeleev, un chimiste russe, a été le premier à développer un tableau périodique des éléments. Bien que Mendeleev ait organisé son tableau en fonction de la masse atomique plutôt que du numéro atomique et ait produit un tableau qui n'était pas aussi utile que les tableaux périodiques modernes, son développement constitue un excellent exemple de preuve scientifique. En voyant les modèles de périodicité (propriétés chimiques similaires selon la masse atomique), Mendeleev a émis l'hypothèse que tous les éléments devraient s'intégrer dans ce schéma ordonné. Lorsqu'il a découvert des zones « vides » dans le tableau, il a suivi la logique de l'ordre existant et a émis l'hypothèse de l'existence d'éléments jusqu'alors inconnus. La découverte ultérieure de ces éléments a conféré une légitimité scientifique à l'hypothèse de Mendeleev, favorisant les découvertes futures et conduisant à la forme du tableau périodique que nous utilisons aujourd'hui.

C'est ainsi que la science devrait travail :hypothèses suivies jusqu'à leurs conclusions logiques, et acceptées, modifiées ou rejetées selon ce qui est déterminé par l'accord des données expérimentales avec ces conclusions. N'importe quel imbécile peut formuler une hypothèse après coup pour expliquer les données expérimentales existantes, et beaucoup le font. Qu'est-ce qui distingue une hypothèse scientifique de post hoc la spéculation est la prédiction de futures données expérimentales non encore collectées, et la possibilité de réfutation à la suite de ces données. To boldly follow a hypothesis to its logical conclusion(s) and dare to predict the results of future experiments is not a dogmatic leap of faith, but rather a public test of that hypothesis, open to challenge from anyone able to produce contradictory data. In other words, scientific hypotheses are always “risky” due to the claim to predict the results of experiments not yet conducted, and are therefore susceptible to disproof if the experiments do not turn out as predicted. Thus, if a hypothesis successfully predicts the results of repeated experiments, its falsehood is disproven.

Quantum Mechanics From Hypothesis to Theory

Quantum mechanics, first as a hypothesis and later as a theory, has proven to be extremely successful in predicting experimental results, hence the high degree of scientific confidence placed in it. Many scientists have reason to believe that it is an incomplete theory, though, as its predictions hold true more at micro physical scales than at macro scopic dimensions, but nevertheless it is a tremendously useful theory in explaining and predicting the interactions of particles and atoms.

As you have already seen in this chapter, quantum physics is essential in describing and predicting many different phenomena. In the next section, we will see its significance in the electrical conductivity of solid substances, including semiconductors. Simply put, nothing in chemistry or solid-state physics makes sense within the popular theoretical framework of electrons existing as discrete chunks of matter, whirling around atomic nuclei like miniature satellites. It is when electrons are viewed as “wave functions” existing in definite, discrete states that the regular and periodic behavior of matter can be explained.

AVIS :

• Electrons in atoms exist in “clouds” of distributed probability, not as discrete chunks of matter orbiting the nucleus like tiny satellites, as common illustrations of atoms show.
• Individual electrons around an atomic nucleus seek unique “states,” described by four quantum numbers :the Principal Quantum Number , known as the shell; the Angular Momentum Quantum Number , known as the subshell; the Magnetic Quantum Number , describing the orbital (subshell orientation); and the Spin Quantum Number , or simply spin . These states are quantized, meaning that no “in-between” conditions exist for an electron other than those states that fit into the quantum numbering scheme.
• The Principal Quantum Number (n ) describes the basic level or shell that an electron resides in. The larger this number, the greater radius the electron cloud has from the atom’s nucleus, and the greater that electron’s energy. Principal quantum numbers are whole numbers (positive integers).
• The Angular Momentum Quantum Number (l ) describes the shape of the electron cloud within a particular shell or level, and is often known as the “subshell.” There are as many subshells (electron cloud shapes) in any given shell as that shell’s principal quantum number. Angular momentum quantum numbers are positive integers beginning at zero and ending at one less than the principal quantum number (n-1).
• The Magnetic Quantum Number (m _l ) describes which orientation a subshell (electron cloud shape) has. Subshells may assume as many different orientations as 2-times the subshell number (l ) plus 1, (2l+1) (E.g. for l=1, ml=-1, 0, 1) and each unique orientation is called an orbital . These numbers are integers ranging from the negative value of the subshell number (l ) through 0 to the positive value of the subshell number.
• The Spin Quantum Number (m _s ) describes another property of an electron, and may be a value of +1/2 or -1/2.
• Pauli’s Exclusion Principle says that no two electrons in an atom may share the exact same set of quantum numbers. Therefore, no more than two electrons may occupy each orbital (spin=1/2 and spin=-1/2), 2l+1 orbitals in every subshell, and n subshells in every shell, and no more.
• Spectroscopic notation is a convention for denoting the electron configuration of an atom. Shells are shown as whole numbers, followed by subshell letters (s,p,d,f), with superscripted numbers totaling the number of electrons residing in each respective subshell.
• An atom’s chemical behavior is solely determined by the electrons in the unfilled shells. Low-level shells that are completely filled have little or no effect on the chemical bonding characteristics of elements.
• Elements with completely filled electron shells are almost entirely unreactive, and are called noble (formerly known as inert ).

FICHES DE TRAVAIL CONNEXES :

• Atomic Structure Worksheet
• Basic Electricity Worksheet