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Cet article est consacré à la théorie de l'orbitale moléculaire.
Tout d'abord, nous examinerons quelques concepts relatifs à la théorie de l'orbitale moléculaire
Ensuite, nous apprendrons à dessiner les diagrammes d'orbitales moléculaires et à calculer l'ordre des liaisons.
Enfin, nous présenterons les caractéristiques et les limites de la théorie de l'orbitale moléculaire.
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.
Une orbitale atomique est une région de l'espace autour du noyau d'un atome qui peut être occupée par un maximum de deux 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.
Lesnœuds sont les endroits où il n'y a pas d'électrons. Plus une orbitale a de nœuds, plus son énergie est élevée.
D'où viennent ces formes ? Elles proviennent d'équations mathématiques tridimensionnelles appelées fonctions d'onde, et ce sont les solutions de l'équation de Schrödinger! Pense donc que les formes ci-dessus sont tridimensionnelles, bien qu'elles aient été dessinées en 2D ici !
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.
Dessine le diagramme des orbitales électroniques d'unatome d'azote (numéro atomique = 7).
Selon le principe d'Aufbau, nous devons d'abord remplir les orbitales les moins énergétiques (1s et 2s) avant de passer à 2p. N'oublie pas que nous devons dessiner les électrons avec des spins opposés, pour tenir compte du principe d'exclusion de Pauli.
Fig. 2 : Explication du principe d'Aufbau à l'aide d'un diagramme orbital de l'atome d'azote (N), Isadora Santos - StudySmarter Original.
Maintenant, en tenant compte de la règle de Hund, nous allons ajouter les électrons restants en remplissant d'abord à moitié les orbitales dégénérées 2p.
Tu ne sais plus où tu en es ? Regarde"Structure atomique" et"Coquilles, sous-coquilles et orbitales" !
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.
Lathéorie de la liaison de valence stipule que les électrons sont partagés entre deux atomes dont les orbitales se chevauchent.
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!
Une combinaison linéaire d'orbitales atomiques constitue une orbitale moléculaire.
Fig. 4 : Schéma de l'orbitale moléculaire de la moléculeH2 - 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.
Lathéorie des orbitales moléculaires stipule qu'il n'y a pas de paires solitaires ni de liaisons, mais seulement des électrons dans des nuages qui occupent différents niveaux d'énergie et sont répartis dans différentes régions de l'espace.
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.
Lechevauchement constructif se produit lorsque des fonctions d'onde ayant le même signe de phase interagissent, ce qui entraîne une augmentation de l'amplitude de la fonction d'onde.
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.
Le chevauchementdestructif se produit lorsque des fonctions d'onde dont les signes de phase sont opposés interagissent, ce qui fait que l'amplitude de la fonction d'onde devient nulle.
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.
Tu peux en apprendre davantage sur ce sujet en consultant"Les liens Sigma et Pi" et"L'hybridation" !
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 :
- Détermine la configuration électronique des deux éléments.
- 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.
- 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.
Si nous avions deux éléments différents liés ensemble, les règles pour les diagrammes orbitaux moléculaires seraient différentes. Cependant, dans le cadre de ton cours de chimie AP, tu n'as besoin de te concentrer sur les molécules homonucléaires qu'en deuxième période !
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 !
Calcule l'ordre de liaison d'une molécule d'hydrogène, He2.
Tout d'abord, dessine le diagramme de l'orbitale moléculaire de He2.
Maintenant, utilise la formule ci-dessus pour calculer son ordre de liaison.
$$Bond\ order= \frac{nombre\ d'électrons liants\\\N - nombre\N d'électrons non liants\N}{2}$$$.
$$Bond\ order=\frac{2-2}{2}=0$$
Pour t'entraîner davantage, essaie de calculer l'ordre de liaison de O2,F2 et N2. Ils auront des ordres de liaison différents !
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.
| Caractéristiques de la théorie des orbitales moléculaires |
| Les orbitales moléculaires sont formées à partir du chevauchement constructif et destructif des orbitales atomiques. Le chevauchement constructif crée des orbitales moléculaires liantes, tandis que le chevauchement destructif crée des orbitales antiliantes. |
| Chaque orbitale moléculaire peut contenir jusqu'à 2 électrons. |
| Le nombre d'orbitales moléculaires (OM) formées est égal au nombre d'orbitales atomiques qui ont été combinées pour former les orbitales moléculaires. |
| L'ajout d'électrons à une orbitale moléculaire antiliante affaiblit la liaison, tandis que l'ajout d'électrons à une orbitale moléculaire liante la renforce. |
| Les orbitales moléculaires liantes se trouveront toujours dans un état d'énergie inférieur à celui des orbitales moléculaires anti-liantes. |
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 !
Théorie de l'orbitale moléculaire - Principaux enseignements
- Une combinaison linéaire d'orbitales atomiques conduit à la formation d'orbitales moléculaires .
- Lathéorie MO stipule qu'il n'y a pas de paires solitaires ou de liaisons, mais seulement des électrons dans des nuages qui occupent différents niveaux d'énergie et sont répartis dans différentes régions de l'espace.
- Nous pouvons utiliser les diagrammes d'orbitales moléculaires pour déterminer l'ordre des liaisons d' une molécule.
Références
- Théorie de l'orbitale moléculaire. (s.d.). Consulté le 2 juin 2022 sur le site https://www.clutchprep.com/chemistry/molecular-orbital-theory.
- Salazar, E., Sulzer, C., Yap, S., Hana, N., Batul, K., Chen, A., . . . Pasho, M. (n.d.). Le cours magistral de chimie générale du Tchad -- les vidéos du Tchad. Consulté le 2 juin 2022 sur le site https://courses.chadsprep.com/courses/general-chemistry-1-and-2.
- Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Stoltzfus, M., & Lufaso, M. W. (2018). Chemistry : The central science (13e éd.). Harlow, Royaume-Uni : Pearson.
- Description du cours et de l'examen AP Chemistry ... - AP central. (n.d.). Consulté le 29 avril 2022 sur https://apcentral.collegeboard.org/pdf/ap-chemistry-course-and-exam-description.pdf?course=ap-chemistry.
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