Interaction entre orbitales s et p ?

[invitecff14d85]

Salut. Pour pouvoir interagir, deux orbitales (atomiques ou moléculaires) doivent posséder des énergies voisines et surtout, les mêmes propriétés de symétrie (d'après ce que je sais, mais vous me corrigerez si je me trompe).

Mais comment se fait-il alors qu'on fasse intéragir des orbitales s et p parfois, comme dans ce diagramme orbitalaire H-F:



Les orbitales s et p n'ont pas les mêmes propriétés de symétrie! La première est anisotrope alors que la deuxième possède un plan d'antisymétrie.

Merci de bien m’expliquer ce qui cloche!
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[Sethy]

Les orbitales ne doivent pas avoir la même symétrie, sans cela il n'y aura déjà aucune liaisons C-H ni O-H.

[invitecff14d85]

Pardon?? Dans mon cours, il est écrit: "On ne combine que les OA ayant les mêmes éléments de symétrie"

Par "les mêmes éléments de symétrie", on veut savoir si elles sont symétrique, ou bien antisymétrique par rapport aux plans xOy, xOz, yOZ...

[moco]

Cela dépend de quel élément de symétrie on parle. J'appelle z l'axe liant deux atomes A et B.
On peut faire une orbitale moléculaire en combinant une orbitale s d'un atome A avec une orbitale pz de l'atome B, mais pas avec une orbitale px du même atome B.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitecff14d85]

Ton orbitale pz est antisymétrique par rapport au plan xOy, alors que l'orbitale s de A est symétrique par rapport à ce même plan!

Donc ils ne possèdent pas les mêmes propriétés de symétrie => recouvrement nul.

Voilà comment je vois les choses, en m'appuyant sur le "On ne combine que les OA ayant les mêmes éléments de symétrie" tiré de mon cours...

Merci pour vos réponses mais c'est toujours autant flou pour moi

[Sethy]

Oublie un moment l'histoire de symétrie (enfin, si tu veux comprendre).

Le schéma que tu donnes est intéressant surtout pour la petite représentation où on voit une orbitale s et une orbitale p.

Les atomes d'H et de F ne se confondent pas en un point, il y a une distance comme on peut le voir sur le schéma.

Il y a un lobe grisé, posons-le arbitrairement à une valeur négative, le lobe blanc étant positif. Posons également l'orbitale s positive.

L'intégrale de recouvrement est forcément non nulle, puisqu'il n'y a recouvrement que de l'orbitale s avec la partie positive de l'orbitale p.

Si on avait fait un choix de signes différents, on aurait pu avoir une intégrale négative mais certainement pas nulle car pour ça, il aurait fallu que les contributions positives soient exactement égales aux contributions négatives. Ceci ne peut évidement se passer que si l'orbitale s est dans le plan XOY, mais ce n'est pas le cas ici puisqu'elle est à une distance l sur l'axe des z.

Est-ce que tu es d'accord avec ça ?

(je l'ai dit pour le moment on oublie les symétries)

[invitecff14d85]

Pas de problème je te suis

[Sethy]

Maintenant imagine une orbitale formée de deux orbitales p, par exemple entre 2 atomes de carbone.

Il y a 9 possibilités, qu'ont en commun les 3 seules qui sont chimiquement possible ?

[invitecff14d85]

Elles possèdent un recouvrement non nul (et accessoirement les mêmes propriétés de symétrie, vu qu'elles sont identiques).

[Sethy]

Identitiques pas tout à fait, puisqu'on peut faire p1z ± p2z, p1x ± p2x et p1y ± p2y, mais oui elle partage une symétrie.

C'est sur ça que le cours veut attirer l'attention, en tout cas, d'après moi.