Diagramme d'orbitale moléculaire

[juni78]

Bonjours,

Je doit travailler les diagramme moléculaire, et je n'arrive pas à comprendre leurs fonctionnement, c'est à dire à comment savoir à quel atome correspond les electrons placé sur " un petit trait "? Comment remplire ce diagramme etc
j'ai déjat regarder plusieurs cours en plus du miens mais je ne parvient pas à comprendre,

par exemple dans mon cours il est écrit que le diagramme d'orbitale moléculaire n'est pas possible, (j'ai mis le diagramme en piece jointe), je voudrais savoir pourquoi.

Quelqu'un aurait-il une explication précise à me donner sur ces diagramme d'orbitales moléculaire ?

Merci d'avance pour vos réponses,

Cordialement


(l'adresse de mes sources est :

http://www.google.fr/imgres?sa=X&biw...9,r:0,s:0,i:82)
-----

[moco]

J'espère que tu sais que les électrons, qu'ils soient libres ou inclus dans un atome ou une molécule, ont une certaine énergie. Et que cette énergie est arbitrairement fixée à zéro quand un électron est libre, au repos, et loin de toute autre charge.
Si tu considères un atome H, il y a un électron, mais cet électron n'est pas libre. Mais on peut le transformer en électron libre en lui fournissant de l'énergie, assez d'énergie pour compenser l'attraction du proton central. Tout se passe comme si l'électron était un objet tombé au fond d'un puits. Pour faire sortir un objet du fond de son puits, il faut lutter contre la gravité. Il faut lui fournir un peu d'énergie. Sur une échelle où l'énergie est définie sur une échelle verticale, l'objet au fond du puits est représenté par un trait horizontal, le niveau du fond du puits. Plus le puits est profond, plus le niveau de son fond est bas, et plus c'est difficile de faire sortir l'objet qui s'y trouve.
Reprenons l'atome H.
Quand tu approches deux atomes H, chacun dispose d'un électron placé au fond de son propre puits. Le puits a une profondeur de 13 eV, dans les deux atomes. Mais quand les deux atomes s'approchent, il va y avoir deux possibilités d'interaction entre électrons. Si les deux électrons sont de spin contraire, il va y avoir attraction: il va se former une molécule H2. Et dans la molécule H2, il faut fournir plus de 13 eV pour éjecter un électron. L'électron situé dans la molécule H2 est dans un puits plus profond qu'il ne l'était dans l'un ou l'autre des atomes H d'où il provient. Si on représente ce qui se passe au niveau des énergies, on dessine sur une feuille de papier deux échelles d'énergie verticales l'une à gauche de la feuille, et l'autre à droite. Et on dessine au milieu ce qui se passe quand les deux atomes H sont près l'un de l'autre. Dans H2 l'électron de la liaison est plus bas que dans H. Il faut en effet fournir de l'énergie pour séparer les deux atomes H liés dans H2, puis fournir 13 eV pour éjecter l'électron de l'atome H. Il faut peut-être 18 eV pour arracher un électron d'une molécule H2. Le fond du puits horizontal des deux électrons de liaison est situé bien plus bas que dans chacun des 2 H. Tu as suivi ? La différence 18 - 13 = 5 eV est l'énergie de liaison de la molécule.

Mais il y a une 2ème possibilité de contact entre les 2 atomes H. Il se peut que les 2 électrons aient le même spin. Auquel cas ils se repoussent, et la molécule ne se forme pas. Si on force les deux atomes H à se rapprocher à la même distance que dans la vraie molécule H2, et à y rester, il faut fournir de l'énergie, un peu comme si on voulait arracher un électron. En fait, on peut calculer que, dans un cas pareil, il ne faudrait plus que fournir 5 eV pour arracher un électron. La pseudo-molécule gagne de l'énergie à se séparer et à reformer 2 H.

Résumé, quand deux atomes H s'approchent, les niveaux d'énergie de leurs électrons sont modifiés. Soit les spins sont contraires,il s forme une vraie molécule H2, et le niveau des électrons est plus profond, donc la molécule est plus stable de 5 eV. Si les électrons sont de même spins, ils se repoussent, et la pseudo-molécule est moins stable de 8 eV.

Il y a donc deux niveaux sur les deux atomes H avant collision, tous deux à -13 eV. Et lors de la collision entre 2 H, ces deux niveaux deviennent l'un un niveau stable à -18 eV, et l'autre un niveau instable à - 5 eV.
Tu m'as suivi ?

[juni78]

Bonsoir,

Tout d'abord merci pour votre réponse.

J'ai compris le fond du problème mais pourriez-vous m'expliqué comment on peut savoir quel est le spin de chaque atome quand on veut créer un diagramme d'orbitale moléculaire ?
Et pourquoi faire le diagramme d'orbitale moléculaire de He 2 est impossible?
Mais aussi que signifie les "*" sur le diagramme ?

Désolé pour toute ces questions ...

Cordialement,

[ZuIIchI]

La théorie actuelle pour décrire la liaison chimique est la théorie des orbitales moléculaires. moco t'expliquais d'une manière illustrée que quand 2 atomes H se rencontrent, les 2 orbitales 1s (une de chaque atome H) se recouvrent, ou se lient si tu préfères, pour former la liaison.

Selon la théorie des OM, quand 2 orbitales se recouvrent, le résultat est autant d'orbitales : 2.

Une sera liante et on l'appelle σ, ce qui signifie que quand elle est remplie, il y a une liaison de formé. Elle est de plus basse énergie que les orbitales 1s de départ, sinon les 2 atomes ne gagneraient rien à se lier.
L'autre sera antiliante et on l'appelle σ*, ce qui signifie que quand elle est remplie, elle annule l'effet liant de l'orbitale σ et donc la liaison est rompue. Elle est de plus haute énergie que les 1s de départ.

On se retrouve donc avec un diagramme à 2 orbitales. Chaque H fournit 1 électron donc on en a 2 à placer dans le diagramme.

On commence par remplir les orbitales les plus basses en énergie parce que ce sont celles qui sont les plus stables.

La σ est donc remplie dans le cas de H2 mais pas la σ*. H2 possède donc une simple liaison.

Si on fait la même chose avec 2 He, on a 4 électrons à placer. 2 dans la σ et 2 dans la σ* mais comme je l'ai dis plus haut, si la σ* est remplie elle annule l'effet de la σ. Donc il n'y a pas de liaison possible entre 2 atomes de He.

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

On considère toujours qu'avec deux niveaux atomiques, on doit former deux niveaux moléculaires. L'un est liant, donc situé plus bas que dans l'atome. Et l'autre est antiliant, et situé plus haut, mais beaucoup plus haut que dans l'atome H. Dans 2 atomes H séparés, l'énergie électronique totale est de 2·13 = 26 eV. Dans H2 ordinaire (avec 2 spins opposés), l'énergie totale est 2·18 eV = 36 eV. La molécule a gagné 10 eV à se former. Elle est stable. Dans le cas où les électrons sont de même spin , la pseudo-molécule reçoit la désignation "astérisque" et s'appelle H2*, et son énergie est de 2·5 eV = 10 eV. Elle gagnerait 26 - 10 = 16 eV à se décomposer en 2 H.
Je te prie de pardonner ce calcul un peu simplifié. Ces valeurs numériques sont un peu fausses, car elles ne tiennent pas compte de la répulsion entre les noyaux. L'important est que tu comprennes l'essence des calculs.
Les niveaux anti-liants sont toujours désignés par l'astérisque (*).

Cela devrait te permettre de comprendre pourquoi la molécule He2 n'existe pas. Suis moi ! Chaque atome He qui approche apporte deux électrons. Si on fabrique une molécule He2, il y aura deux électrons liants dans le niveau le plus bas (à -18 eV), et deux dans le niveau répulsif à - 5eV. L'ensemble possède une énergie de 2(-18) + 2(-5) = - 46 eV. Dans les 2 atomes séparés, il y a 4 électrons identiques. L'énergie est de 4·(-13) = -52 eV. C'est bien plus stable que -46. La molécule He2 se décompose spontanément en 2 atomes He.

Tu m'as suivi. J'ai été un peu vite. Mais il me semble que tu devrais pouvoir m'avoir suivi.

[juni78]

Merci beaucoup pour votre réponses, elle était très bien expliqué !!!!

Cordialement,