Orbitales moléculaires

[invite91b66add]

Bonjour,
On vient de commencer dans le cours l'études des orbitales moléculaires mais il y a quelques éléments que je n'ai, il semble bien, pas assimilé. Dans mon cours on nous indique que les orbitales moléculaires sont faites à partir des électrons de valence. Ici quand je compte le nombre d'électrons on est à 7, soit 5 électrons de valence (probablement dans le cas de l'azote?). On m'indique également que pour les éléments de la 2ème période (comme l'azote), la fusion des orbitales atomiques mènent à la formation d'orbitales moléculaires 2s et 2p (et non de 1s??), ça veut dire que ces éléments n'ont pas d'orbitales moléculaires s(sigma) et s(sigma)* ?
Tout ça me parait assez flou..


Merci d'avance
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[Resartus]

Bonjour,
Dans l'absolu, toutes les orbitales atomiques peuvent s'hybrider. Mais en pratique, cette hybridation devient négligeable quand le recouvrement spatial est faible. C'est le cas pour les orbitales 1s pour les atomes de la seconde période, et on peut se contenter de traiter les orbitales 2s et 2p.
Et idem en général pour les couches les plus internes des atomes (d'où le fait qu'on ne s'intéresse qu'aux couches les plus extérieures : de valence).
De même on peut généralement négliger les interactions entre orbitales dont l'écart d'énergie est important, et se limiter à étudier celles qui ont des énergies voisines.
Mais attention, il faut étudier l'hybridation entre toutes les orbitales atomiques d'énergie voisine, qu'elles soient remplies ou non d'électrons, et c'est seulement en un deuxième temps qu'on mettra tous les électrons disponibles sur les orbitales obtenues.

Les considérations de symétrie permettent de limiter le nombre de cas. Par exemple, si les deux atomes étudiés sont le long de l'axe z, il ne peut pas y avoir d'hybridation entre l'orbitale px d'un atome et les orbitales s, py, pz de l'autre atome. Cela ne laisse que px/px.

Par contre, selon la différence d'énergie, il peut y avoir des interactions non négligeables entre les 2s et les 2pz . C'est ce qui explique l'inversion des niveaux 2pix/2piy et 2sigma* qu'on constate sur les diagrammes moléculaires de B2, C2, N2 (ce qu'on vous a peut-être indiqué sans explications) et pas sur O2 ou F2


Et vous avez du mal lire votre texte : dans l'hybridation, les s donnent des sigma, les p donnent selon leur orientation des sigma ou des pi, jamais des s ou p
peut-être ont-ils écrit que les 1s RESTAIENT s (pas d'hybridation ; ces électrons-là vont rester entièrement sur leur atome

[invite91b66add]

Bonjour Resartus,
Merci pour pour ton message des plus complets que j'ai essayé d'assimiler le mieux possible.

Donc si je comprends bien, par exemple lorsque notre prof traite l'exemple de l'O2, elle commence la configuration électronique de la molécule directement par la couche 2. Mais en réalité, écrire juste avant 1s(sigma)^2 et une 1s(sigma*)^2, ne serait pas faux?

Cordialement

[moco]

Mais non. Ce n'est pas faux de parler des électrons 1s. Mais c'est sans intérêt ici.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite91b66add]

ben, c'est aussi sans intérêt dans le QCM non ??

[Resartus]

Bonjour,
En effet, je n'avais pas lu en détail la pièce jointe.
Ce n'est pas faux de considérer qu'il y a une certaine hybridation entre les deux 1s. Comme ces niveaux sont très bas en énergie par rapport aux 2s et 2P, on peut les traiter séparément de ceux-ci. Mais comme les deux atomes sont écartés (par les électrons de la couche deux qui limitent le rapprochement) et que le rayon des 1s est faible, il y a peu de recouvrement des orbitales et le gain/perte d'énergie des orbitales liante/antiliante est réduit.
Et comme il y a assez d'électrons pour les remplir entièrement par des électrons appairés, ils ne vont pas avoir d'influence. C'est pour cela qu'il est habituel, sauf configuration très particulière (molécule excitée où un électron monterait, par exemple de 1 vers 2), de les omettre dans les diagrammes.

Et je n'avais pas noté non plus la manière un peu particulière d'écrire les orbitales. En général, on met d'abord le type final de l'orbitale (sigma, pi, delta) puis en indice la source (s, p, d..). Mais bien sûr, l'article 1 doit s'appliquer*, et vous devez vous aligner sur la notation de votre prof...

*Le prof a toujours raison

[chimhet]

Bonjour Resartus,
Oui le prof a toujours raison surtout quand il se trompe. C'est ce que je dis à mes étudiants.

Et moi aussi je fais des abus de langage.
"Mais attention, il faut étudier l'hybridation entre toutes les orbitales atomiques d'énergie voisine, qu'elles soient remplies ou non d'électrons"
Une orbitale étant définie par une forte probabilité de présence d'électrons, elle ne peut donc être vide.

Il faudrait trouver un nom pour parler des "orbitales vides"

[Resartus]

bonjour,
Si je comprends bien tu souhaiterais réserver le mot "orbitale" à celle qui sont occupées? Ce n'est pas du tout standard en chimie. Comment vas-tu t'en tirer pour parler à tes élèves de LUMO (Lower Unoccupied Molecular Orbital)?

[chimhet]

D'après les définitions dont celle donnée dans futura-sciences :
Fonction mathématique représentant l'onde stationnaire associée à un électron en interaction avec les autres particules constituant l'atome ou l'entité moléculaire considérés, et qui détermine la région de l'espace correspondant à une probabilité de présence donnée de cet électron et à son niveau d'énergie.
Donc l'orbitale vide n'est pas prévue dans la définition.
Aux chimistes théoriciens de résoudre le problème. Que font-ils?

Pendant ce temps on bidouille.