Laissez-moi aborder cela d'une autre manière que les autres: les orbitales ne sont PAS des objets physiques! Ils n'existent pas au sens physique, ce sont des constructions théoriques, des concepts chimiques qui aident à comprendre / visualiser / etc. les solutions mathématiques des équations de Schrodinger / Dirac / Kohn – Sham / etc.

Les orbitales ne sont pas uniques: étant donné que les combinaisons linéaires sont équivalentes les unes aux autres, et qu'il n'y a pas "d'orbitales correctes", on peut choisir celle qui leur plaît. Les orbitales canoniques, les orbitales naturelles, etc. sont toutes bonnes.

Quelles sont les preuves qu'elles existent? Ils n'existent pas, ce ne sont que des solutions mathématiques pour des équations données, et c'est une question purement mathématique de savoir si ce sont de bonnes solutions pour ces équations ou non. Les théories elles-mêmes sont cohérentes avec les données expérimentales, par ex. propriétés spectroscopiques, géométries, réactivité.

La réponse réside dans la chimie expérimentale, en particulier les énergies d'ionisation successives (c'est-à-dire combien d'énergie est nécessaire pour éliminer le premier électron, le deuxième électron, le troisième électron et ainsi de suite).

Chaque point du graphique correspond à un élément. Le premier est l'hydrogène, le second est l'hélium. La hauteur de chaque point indique la quantité d'énergie nécessaire pour éliminer le premier électron.

Vous pouvez noter qu'en général, l'énergie augmente sur une période. C'est parce que dans chaque élément successif, il y a un proton de plus, et cette charge nucléaire plus forte «retient les électrons extérieurs» plus étroitement.

Maintenant, expliquons votre question. Notez que dans une période (par exemple du 3ème point au 10ème), ce n'est pas une augmentation constante. Vous pouvez voir qu'entre le 4 et le 5, il y a une légère baisse, de même entre le 7 et le 8.

L'explication en est les sous-orbitales. Vous devez savoir que les sous-couches d'électrons ne sont stables que lorsqu'elles sont vides, pleines ou à moitié pleines (si vous avez besoin d'une explication pour ce commentaire plus tard).

Examinons le quatrième point, qui représente le béryllium. Il a une configuration électronique de 1s2 2s2. Toutes ses sous-orbitales sont pleines, ce qui signifie qu'il est assez stable. Comparez-le au 5ème point, le bore. Boron a une configuration de 1s2 2s2 3p1. Maintenant, l'orbitale P a de la place pour 6 électrons, mais celle-ci n'en a qu'un! Ce n'est pas content. Il n'est ni plein ni à moitié plein. Pour cette raison, il essaie de «se débarrasser» de l'électron pour être plus stable. C'est pourquoi il ne nécessite pas autant d'énergie pour éliminer l'électron externe.

La diminution entre le 6e et le 7e s'explique par le fait que l'orbitale p est stable lorsqu'elle est vide, pleine ou à moitié pleine. Le 7ème point (azote) a 3 électrons dans son orbitale p (à moitié plein). Contrasté avec l'oxygène, qui a 4/6. Ce n'est pas stable, donc moins d'énergie est nécessaire pour l'enlever.

TL-DR: En analysant les graphiques d'énergie d'ionisation, nous pouvons voir des modèles qui peuvent être expliqués par des sous-orbitales.

Si vous avez besoin d'une explication plus basique / complexe, commentez.

Oh, je soupçonne que quelqu'un pourrait proposer une vue "s-orbitale uniquement" de la chimie, un peu comme les gens ont proposé des modèles compliqués pour une vue de l'univers centrée sur la Terre.

Commençons avec le simple fait que la résolution de la mécanique quantique pour un atome d'hydrogène vous donne des solutions pour les orbitales s, p, d, f, g .., et même la dégénérescence (c'est-à-dire qu'il y a une orbitale de type s, trois de type p, cinq type d, etc.) basé sur le moment cinétique.

Comme décrit ci-dessus, les solutions pour les équations à plusieurs électrons (quoique approximatives) correspondent très bien aux observations expérimentales des énergies d'ionisation, des affinités électroniques, etc.

Donc une théorie et une expérience élégantes s'accordent à un degré remarquable.

Au-delà de cela, nous savons qu'il doit y avoir des orbitales non sphériques parce que nous voyons des formes moléculaires avec des angles de liaison. Je ne peux trouver aucun moyen de décrire un méthane tétraédrique (et encore moins autre chose) sans une sorte d'orbitale non sphérique.

De plus, quand nous regardons les réactivités des molécules, nous voyons des réactions se produisant là où nous prédisons des paires isolées ou une densité de spin radicale, etc.

Alors que les orbitales sont vraiment une construction mathématique, nous trouvent qu'ils sont incroyablement prédictifs d'un large éventail de chimie. Ma réponse serait donc "comment pouvons-nous penser qu'il n'y a pas différents types d'orbitales?"

Comment savons-nous qu'il existe différents types d'orbitales?

Au tout début de la spectroscopie atomique, les scientifiques ont pu expliquer les propriétés spectrales d'éléments comme l'hydrogène et le sodium . Les atomes de ces éléments avaient un seul électron dans la couche la plus externe et produisaient des spectres qui correspondent (ce que nous considérons maintenant comme) la théorie de Bohr relativement simpliste de l'atome. Lorsque des atomes plus complexes ont été examinés par spectroscopie, une structure fine a été observée que la théorie de Bohr ne pouvait pas expliquer. Ces raies spectrales étaient souvent appelées harpe s , p rincipale, d iffuse et f undamental.

Avec l'émergence de la mécanique quantique, le concept des 4 nombres quantiques nécessaires pour décrire un électron a fait surface. On a constaté que la structure fine spectrale pouvait maintenant être expliquée lorsque ces différents états quantiques étaient pris en compte. Pour honorer le travail effectué par les premiers spectroscopistes (qui a conduit au développement d'une meilleure théorie), les scientifiques ont utilisé leur notation « s, p, d, f » pour décrire les différentes valeurs du moment cinétique. nombre quantique $ \ ell $.

Donc, bien que les observations faites par les premiers spectroscopistes n'aient pas pu être expliquées à l'époque, il s'avère qu'ils observaient en fait des transitions spectrales impliquant d'autres orbitales (p, d, f) en plus de celles impliquant l'orbitale s. L'observation de cette structure spectrale fine nécessite la présence d'orbitales différentes des orbitales s.

Bien que j'aime beaucoup les autres réponses, la preuve du 21ème siècle ici est que nous avons des images de ces orbites grâce à la microscopie à force atomique (AFM).

• http://www.themarysue.com/electron-orbital-pictures/

Comme getafix l'a souligné, ces sont en fait des images de distributions spatiales de densité électronique par les molécules examinées. La preuve réelle ici, que le modèle qui utilise le terme orbital prédit les mêmes distributions que nous avons mesurées avec l'AFM.