bonsoir
si quelqu'un peut m'aider, voila jai un peu de mal a comprendre les orbitales moléculaires:
liante on a deux types: sigma et pi, c'est bien ça?
par contre anti liante j'arrive vraiment pas a les comprendre, elles jouent quel rôle dans la molecule?? y a t'il des électrons dans cette orbitale antiliante?
cordialement
Salut,
Alors lorsque tu formes une liaison covalente entre 2 atomes, on peut expliquer cette liaison chimique par la théorie de l'hybridation. Ca veut dire que 2 mêmes orbitales atomiques (une pour chaque atome) vont interagir pour donner 2 orbitales moléculaires (mélange des 2 OA), dans lesquelles vont venir se placer les électrons présents dans les OA et contribuant au recouvrement OA-OA.
En règle générale, lorsque 2 OA se recouvrent, tu formes 2 OM : une liante et une anti-liante. Quand 2 OA de type s se recouvrent, les OM résultantes sont sigma (liante) et sigma* (anti-liante). Quand 2 OA de type p se recouvrent, les OM résultantes sont pi et pi*.
Pour ce qui est de leur rôle, tu sais (de manière intuitive), que lorsque tu as une OA à moitié remplie (de type 2p3), tu peux lui faire accepter autant d'électrons (donc autant de liaisons chimiques formées) qu'il en faut pour saturer son OA. (Dans cet exemple, l'OA a 3 électrons, il lui en manque 3 autres pour saturer sa 2p, donc il va pouvoir former 3 liaisons chimiques a priori).
Prenons un exemple simple : la molécule de H2. La liaison chimique formée est un simple recouvrement entre les seules OA remplies : les deux 1s. Chaque OA 1s contient 1 électron. Les OM formées par le recouvrement vont donc pouvoir contenir 2 électrons. Mais vont-ils aller dans l'OM liante ou dans l'anti-liante ? Ils vont d'abord aller dans celle de basse énergie (la liante). Ce qui est logique. Si tu approches 2 atomes ayant chacun une OA à moitié remplie, ils vont aisément pouvoir faire une liaison en combinant leurs électrons pour saturer leurs OA respectives (OM liante saturée).
Par contre, si tu cherches à faire une liaison entre 2 mêmes atomes qui ont déjà leur OA saturée (par exemple : He de config 1s2), tu verras que la liaison ne se forme pas. En effet, l'OM liante sera bien sûr remplie, mais également l'OM anti-liante. Les électrons présents dans l'OM anti-liante déstabilisent la liaison chimique (OM d'énergie élevée, électrons "en opposition de phase" se recouvrant dans l'OM anti-liante). Ce qui a pour effet de rendre la molécule He2 instable !
"Lorsque deux forces sont jointes, leur efficacité est double", Isaac Newton
Tu peux aller faire un tour sur le post des questions récurrentes, tu devrais trouver ton bonheur.
bonjour
merci, pour vos reponses, je vois beaucoup plus claire, donc si j'ai bien compris dans l'exemple que tu as donné citron_21 pour le dihydrogène, on va trouvé que des orbitale moleculaire LIANTE, (il yaura une orbitale moleculaire anti-liante mais elle sera vide)
l'orbitale moleculaire anti-liante interviens pour liaison entre 2 mêmes atomes qui ont déjà leur OA saturée?? est ce que c'est ça? si oui comment ça se passe?
cordialement
Oui c'est exactement ça.
L'OM anti-liante peut même intervenir pour décrire une liaison entre 2 atomes qui ne sont pas les mêmes. Le fait est que, dès que les OA recouvrantes contiennent plus d'électrons qu'il en faut pour simplement remplir l'OM liante formée, alors on est obligé de ranger les électrons restants sur l'OM de plus haute énergie (donc l'anti-liante).
He2 est un bon exemple, puisque tu vois bien que chacune des OA qu'on essaye de recouvrir est saturée. Ce qui nous fait 4 électrons au total, à ranger sur la liante (2 électrons) et sur l'anti-liante (2 électrons). Alors que si chacune des OA est à moitié remplie (comme pour le cas de l'hydrogène), les 2 électrons au total suffisent à être rangés dans l'OM liante seulement.
Et pour cause, H2 est une molécule très stable, et dont l'arrangement électronique peut être décrit par ces OM hybrides. Et He2 est instable, dû à la présence d'électrons de haute énergie dans l'anti-liante, et du coup, la liaison est défavorisée : la molécule de He2 n'existe pas (dans des conditions normales).
Mais le remplissage de l'anti-liante ne se fait pas QUE pour le recouvrement d'OA saturée. Simplement lorsque tu as plus d'électrons qu'il n'en faut pour remplir la liante.
Dernière modification par citron_21 ; 21/09/2012 à 22h46.
"Lorsque deux forces sont jointes, leur efficacité est double", Isaac Newton
bonsoir
merci, pour cette bonne explication, dernière chose et promis je m’arrête lol,
pour quoi l'OM anti liante est déstabilisante pour la molécule?
je veux dire par la euh pour quoi le faite que l'orbitale moléculaire anti-liante soit remplie rend la molécule moins stable ?
cordialement
Il me semble que c'est une question d'énergie : les orbitales liantes en libèrent, et les anti-liantes en absorbent*. Si le bilan énergétique est défavorable (consommation d'énergie), tu ne pourras former de molécule. C'est l'exemple de H2 et He2 : dans le premier cas, il n'y a que la liante qui sera remplie (aucune électron dans l'antiliante), donc la molécule de dihydrogène existe. Pour "dihélium" par contre, il y a autant d'électrons dans la liante que dans l'antiliante ; le bilan énergétique fera qu'il faut absorber* de l'énergie plutôt que d'en libérer. Résultat : dihélium n'existe pas.
C'est la même idée pour le désappariemment électronique : on ne peut désapparier sur un autre niveau quantique principal car il faudrait trop d'énergie que pour y arriver.
En résumé, il faut que l'énergie des deux atomes réunis soit inférieure à celle des atomes séparés
Il y a moyen de visualiser ça avec la LCAO (il y a des graphes qui montrent à quoi ressemblent "algébriquement" les liaisons sigma liante et antiliante entre autre, pourquoi ça s'attire ou pas, mais je ne sais pas si ça peut t'aider).
D'ailleurs, le diagramme des liaisons moléculaires est conçu de manière à mettre les électrons "liants" en bas des électrons atomiques (énergie plus faible) et inversément pour les "anti-liants".
* Je ne sais pas trop si "absorber" est le terme approprié, mais ce qui est anti-liant fait monter l'énergie du système quoi ...
Dernière modification par -Abyss- ; 22/09/2012 à 21h32.
