Chimie quantique

[invite18557941]

Salut à tous,
*Je voudrais savoir, dans la représentation des diagrammes de corrélation de 2 orbitales atomiques, pourquoi on a un recouvrement sigma pour Pz et S, et un recouvrement Pi pour Px-S et Py-S ? Pourquoi pas sigma pour Px-S ou pour Py-S? (J'espère que je suis assez claire...)

*Je voudrais savoir aussi ce qu'une orbitale moléculaire anti-liante signifie, je veux dire: est-ce que ça veut dire que la liaison entre les électrons est à la fois fixe et détachée? Et lorsqu'on représente une molécule avec ses orbitales moléculaires, on ne dessine que les liantes et non pas les anti-liantes c'est bien ça?

Merci pour votre aide, et j'espère que je n'ai embrouillé personne avec mon roman
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[mach3]

pourquoi, dans la représentation des diagrammes de corrélation de 2 orbitales atomiques, on a un recourvrement sigma pour Pz et S, et non pas pour Px-S ou Py-S ?

c'est une question du choix des axes (dans ma jeunesse on m'avais appris que px et s faisait du sigma). Ce qui est important, c'est que l'orbitale sigma ne peut se former qu'avec une seule des trois orbitales p, celle qui aura l'orbitale s dans son alignement.

Je voudrais savoir aussi ce qu'une orbitale moléculaire anti-liante signifie, je veux dire: est-ce que ça veut dire que la liaison entre les électrons est à la fois fixe et détachée? Et lorsqu'on représente une molécule avec ses orbitales moléculaires, on ne dessine que les liantes et non pas les anti-liantes c'est bien ça?

on doit toujours avoir autant d'orbitales moléculaires que d'orbitales atomiques utilisées pour faire la liaison. deux orbitales s vont se combiner pour donner une orbitale de plus basse énergie (d'où l'interet de la liaison pour le système : cela lui permet de se relaxer) et une orbitale * de plus haute énergie, de sorte que le niveau moyen et * soit le meme que le niveau moyen des orbitales s de départ. Ensuite on rempli les orbitales avec les electrons qui était contenus dans les orbitales s, si il n'y en a que deux, on les mets sur la , cela forme une liaison. si il y en a 4, on rempli aussi * et on s'appercoit qu'on a la meme energie que sans liaison : cette liaison n'existe donc pas si l'orbitale anti-liante est pleine car le systeme ne gagne pas d'energie. de meme si on excite les electrons situés dans pour les faire sauter en *, on casse la liaison : les electrons "preferent" retourner dans les orbitales s d'origine (alors plus basses en energie).

m@ch3

[invite18557941]

Merci beaucoup!