Théorie des orbitales moléculaires

Concept de la théorie de l'orbitale moléculaire

Avant de nous plonger dans la théorie de l'orbitale moléculaire, passons en revue les bases des orbitales atomiques et des diagrammes d'orbitales électroniques basés sur la configuration des électrons. Les orbitales atomiques sont des régions de l'espace où l'on peut trouver des électrons.

Examinons les orbitales atomiques s, p et d .

• Lesorbitales s ont une forme sphérique et il n'existe qu'une seule orbitale s dans la sous-coquille s. Ces orbitales atomiques ne contiennent pas de nœuds. Ces orbitales atomiques ne contiennent pas de nœuds.
• On dit que les orbitalesp ont une forme d'haltère, deux phases et un nœud. Dans la sous-coquille p, il y a trois orbitales p.
• Les orbitalesd peuvent avoir une forme de trèfle à quatre feuilles ou une forme toroïdale et possèdent un nœud. Dans la sous-coquille d, il y a cinq orbitales d.

Rappelle-toi que les électrons sont répartis (1s, 2s, 2p...) dans les orbitales selon le principe d'Aufbau, qui stipule que les électrons remplissent d'abord les orbitales dont l'énergie est la plus faible. La règle de Hund et le principe d'exclusion de Pauli sont d'autres règles importantes lorsqu'il s'agit de diagrammes orbitaux.

• Larègle de Hund stipule que les orbitales de même énergie (dégénérées) sont d'abord remplies à moitié avant de l'être totalement.
• Leprincipe d'exclusion de Pauli stipule qu'une orbitale peut contenir au maximum deux électrons qui ont des orientations de spin opposées, ↾ ou ⇃.

Prenons un exemple.

Lathéorie des orbitales moléculaires a tendance à être plus compliquée que le dessin des diagrammes orbitaux, alors allons-y doucement. Nous pouvons commencer par examiner une théorie appelée théorie de la liaison de valence.

Par exemple, si tu as deux atomes d'hydrogène (H) séparés, qui ont leurs électrons non appariés dans une orbitale 1s, et que ces deux atomes d'hydrogène se rapprochent l'un de l'autre, alors leurs orbitales se chevaucheront et donneront naissance à des orbitales moléculaires!

Fig. 4 : Schéma de l'orbitale moléculaire de la molécule_H2 - Isadora Santos, StudySmarter Originals.

Lesorbitales moléculaires sont à l'origine de la théorie des orbitales moléculaires (OM), dont l'objectif est de montrer la combinaison des orbitales atomiques des éléments en orbitales moléculaires.

Diagrammes de la théorie des orbitales moléculaires

Tout d'abord, il est important de savoir que les orbitales atomiques sont des fonctions d'onde et que lorsque ces fonctions d'onde se chevauchent, elles entraînent simultanément la formation de deux types d'orbitales moléculaires : les orbitales moléculaires liantes et les orbitales moléculairesantiliantes (*) .

Lechevauchement constructif entraîne la formation d'orbitales moléculaires de liaison . Par exemple, lorsque deux atomes d'hydrogène subissent un chevauchement constructif (addition des fonctions d'onde de leur orbitale 1s), une orbitale moléculaire de liaison (_σ1s) se forme. Les orbitales moléculaires de liaison présentent une forte concentration de densité d'électrons entre les noyaux.

Les orbitales moléculaires de liaison sont moins énergétiques parce qu'elles ont un plus grand volume que les orbitales moléculaires anti-liaison et que les orbitales atomiques d'origine.

Lechevauchement destructif entraîne la formation d'orbitales moléculaires antiliantes. Dans le cas de l'hydrogène, l'addition destructive des fonctions d'onde de leur orbitale 1s entraîne la formation d'une orbitale moléculaire non liante (_σ*1s). Ce chevauchement destructif crée un nœud, appelé région de densité électronique nulle entre les deux atomes.

Chevauchement sigma (σ) et pi (∏)

La compréhension des liaisons sigma et pi est également importante lorsqu'il s'agit d'orbitales moléculaires. Toutes les liaisons covalentes sont des liaisons sigma (σ) ou pi (∏).

• Toutes les liaisons simples sont des liaisons sigma (σ).
• Lesliaisons pi (∏) n'apparaissent que dans les liaisons doubles et triples. Les liaisons doubles comportent une liaison sigma et une liaison pi, tandis que les liaisons triples comportent une liaison sigma et deux liaisons pi.

Fig. 8. Liaisons sigma et pi dans la structure de lewis du 2-butynal, Isadora Santos - StudySmarter Original.

Lechevauchement sigma (σ) est le chevauchement bout à bout de tout type d'orbitales atomiques, donnant lieu à des orbitales sigma. Par exemple, le chevauchement de deux orbitales s dans H₂ ou le chevauchement d'une orbitale s et d'une orbitale p dans HF sont considérés comme un chevauchement sigma. Le chevauchement bout à bout de deux orbitales p est également considéré comme un chevauchement sigma.

Lechevauchement Pi (∏) est un cas particulier, et il résulte du chevauchement latéral d'orbitales p. Le chevauchement Pi forme des orbitales pi. À retenir : Les liaisons Pi (∏) n'apparaissent qu'en présence de liaisons doubles ou triples.

Lorsque deux ensembles d'orbitales p se combinent, uneorbitale moléc ulaire sigma (σ) liante et une orbitale moléculaire sigma (σ*) antiliante sont formées, ainsi que deux orbitales moléc ulaires pi ( ∏) liantes et deux orbitales moléculaires pi (∏*) antiliantes .

Autres diagrammes de la théorie des orbitales moléculaires

Maintenant que nous connaissons le chevauchement des orbitales. Tournons la page et regardons quelques diagrammes ! Il y a quelques étapes à suivre pour remplir un diagramme d'orbitales moléculaires :

1. Détermine la configuration électronique des deux éléments.
2. Construis un diagramme d'orbitales moléculaires pour chaque élément en te basant sur l'emplacement des électrons de valence (orbitales des électrons de valence). Ainsi, les éléments de la période 1 commenceront par 1s, ceux de la période 2 par 2s, ceux de la période 3 par 3s, et ainsi de suite.
3. Remplis les orbitales moléculaires en te basant sur le principe d'Aufbau, la règle de Hund et le principe d'exclusion de Pauli.

Examinons le diagramme orbital moléculaire de N2_. L'azote a une configuration électronique de ^1s22s22p3. Comme l'azote est un élément de la période 2, nous commencerons le diagramme orbital moléculaire par 2s.

• Remplis d'abord le diagramme orbital atomique pour les deux atomes d'azote. Chaque atome d'azote aura deux électrons dans les 2s, puis un électron dans chaque 2p, comme l'indique le principe d'Aufbau.
• Ensuite, nous combinons les deux orbitales atomiques pour remplir le diagramme des orbitales moléculaires, représenté en gris. N'oublie pas de toujours remplir d'abord les orbitales les moins énergétiques !

Maintenant, en raison d'un manque de mélange de sp , _O2,_F2 et _Ne2 auront une orbitale moléculaire différente de celle des autres éléments de la période 2. Dans ce cas, l'ordre des orbitales moléculaires _σ2p et _∏2p sera inversé. Examinons le diagramme des orbitales moléculaires de _O2. La configuration électronique d'un atome d'oxygène est ^1s22s22p6. Comme l'oxygène est un élément de la période 2, son diagramme orbital moléculaire commencera par 2s.

Théorie de l'orbitale moléculaire de l'ordre des liaisons

Pour connaître l'ordre de liaison d'une molécule, nous pouvons utiliser les diagrammes d'orbitales moléculaires. L'ordre de liaison correspond au nombre de liaisons entre les atomes.

• Un ordre de liaison égal à 1 signifie que la liaison est une liaison simple.
• Un ordre de liaison égal à 2 signifie la présence d'une double liaison.
• Un ordre de liaison égal à 3 signifie la présence d'une triple liaison.
• Si un ordre de liaison est égal à 0, cela signifie que les liaisons sont impossibles pour cette molécule.

Prenons un exemple !

Caractéristiques de la théorie de l'orbitale moléculaire

Maintenant que nous savons mieux ce qu'est la théorie des orbitales moléculaires et comment dessiner des diagrammes d'orbitales moléculaires, dressons un tableau des caractéristiques de la théorie des orbitales moléculaires qui sont significatives.

Limites de la théorie des orbitales moléculaires

La principale limite de la théorie des orbitales moléculaires est que nous ne pouvons les utiliser que pour parler des molécules diatomiques, car il serait beaucoup plus complexe de les utiliser pour parler des molécules polyatomiques. Par exemple, la formule de l'ordre des liaisons ne tient pas compte des molécules polyatomiques.

Dans ton examen de chimie AP, tu n'auras probablement pas besoin de dessiner ou de remplir des diagrammes d'orbitales moléculaires. Mais le fait de connaître la théorie des orbitales moléculaires te permettra certainement de mieux comprendre les liaisons !