Où les corpuscules de matière révèlent leur nature ondulatoire ... (8/11)

Parce qu'elle ne tenait pas compte des effets relativistes liés au mouvement de l'électron, l'équation de Schrödinger admettait pour solutions des fonctions propres ou orbitales dont la dimension, la forme et l'orientation spatiale dépendaient des valeurs prises par les nombres quantiques n, l et m. Or, Samuel Goudsmit (1902-1978) et George Uhlenbeck (1900-1988) étaient parvenus à démontrer, en 1925, que l'électron relativiste se comportait comme s'il était animé d'un mouvement de rotation sur lui-mème. De ce mouvement de rotation résultait un moment de rotation propre, ou spin, expliquant notamment la structure hyperfine des raies spectrales observées dans un champ magnétique - phénomène connu sous le nom d'effet Zeeman. L'introduction d'un quatrième nombre quantique rendant compte de tels effets relativistes s'imposait donc. Il fut nommé nombre quantique de spin et astreint à ne prendre que deux valeurs possibles :

S'ensuivit la formulation, par Wolfgang Pauli (1900-1958) de son désormais célèbre principe d'exclusion (1926) : deux électrons de mèmes nombres quantiques n, l et m doivent obligatoirement différer l'un de l'autre par leur nombre quantique de spin. En d'autres termes, une orbitale électronique ne peut au grand maximum contenir que deux électrons dont les spins sont nécessairement antiparallèles - ce qui valut à ces électrons d'ètre qualifiés de couplés. Ainsi, la couche K, constituée d'une seule orbitale 1s, pouvait-elle accueillir deux électrons ; la couche L, constituée d'une orbitale 2s et de trois orbitales 2p, pouvait accueillir 2 + 3 x 2 = 8 électrons ; la couche M, constituée d'une orbitale 3s, de trois orbitales 3p et de cinq orbitales 3d, pouvait accueillir 2 + 3 x 2 + 5 x 2 = 18 électrons ; la couche N, constituée d'une orbitale 4s, de trois orbitales 4p, de cinq orbitales 4d et de sept orbitales 4f, pouvait accueillir 2 + 3 x 2 + 5 x 2 + 7 x 2 = 32 électrons, ... De façon générale, le nombre maximal d'électrons que peut contenir une couche n est 2n², stipule la règle de Stoner.

Les électrons occupent toujours le maximum d'orbitales libres équivalentes, précisent par ailleurs les règles de Hund. En d'autres termes, ils n'occupent la mème orbitale qu'en tout dernier recours, lorsque les autres orbitales de mème type sont déjà occupées par au moins un électron de spin opposé. Connaissant le nombre d'électrons gravitant autour du noyau de chaque élément et l'ordre des orbitales permises, il devenait possible de décrire la structure électronique de chaque atome. Celle de l'atome d'hydrogène (Z = 1) par l'expression 1s ; celle de l'atome d'hélium (Z = 2) par 1s², ... le chiffre porté en exposant stipulant le nombre d'électrons occupant l'orbitale considérée.

Structure électronique des premiers éléments de la classification périodique.