Orbitales antiliantes et non liantes

[Kiraxel]

Bonjour à toutes et à tous.

Mes souvenirs de chimie orbitalaires sont un lointains (ça fait genre 6-7 ans que j'ai étudié cela), voilà ce dont je me rappelle :

Les atomes possèdent des orbitales atomiques, régions de l'espace où il y a plus de 95 % de chance de localiser un électron.
Ces orbitales atomiques possèdent des éléments de symétrie (axe de rotation, centre de symétrie etc.). A partir de ces éléments, on peut leur attribuer un groupe de symétrie.
Lorsque deux orbitales atomiques ayant le MEME groupe de symétrie sont proches l'unes de l'autres, elles peuvent fusionner pour former des orbitales moléculaires.

Les deux électrons des deux orbitales atomiques vont former un doublet d'électrons qui vont se retrouver dans une orbitale moléculaire, qualifiée de "liante". Ce doublet pourra alors jouer le rôle de liaison covalente.

Jusqu'à là, je ne dis pas de bêtises, ça va ?

Mais je me rappelle aussi que sur les diagrammes qu'on traçait en amphithéâtre on parlait d'orbitales moléculaires antiliantes et non-liantes... et je n'ai jamais bien compris ce que c'était.
J'aimerais bien combler cette lacune.

Vous pouvez m'expliquer à quoi correspondent ces deux types d'OM s'il vous plaît ?

Merci d'avance et joyeux déconfinement.
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[invite264aabec]

Bonjour,

Le début est correct si ce n'ai que j'ai plutôt en tête que l'orbitale correspond au lieu de l'espace où il y a 90% de chance de trouver l'électron, mais cela ne change pas grand chose.

Pour former des orbitales moléculaires il faut en effet prendre en compte la symétrie ou encore le type d'orbitale, mais un autre critère important est le niveau d'énergie. C'est bien ce que vous avez mentionné les diagrammes d'orbitales moléculaires. Il faut donc que les deux orbitales atomiques combinées soient d'énergies proches pour pouvoir former des liaisons covalentes.

De base si on combine deux orbitales atomique (par exemple 2 orbitales s d'atomes de même nature comme dans O2), on forme une orbitale liante et une orbitale atomique antiliante.

Imaginons (ce n'est peut être pas très rigoureux, mais c'est pour l'argumentaire) que l'on veuille former une liaison entre un atome d'hydogène et un atome d'iode. On peut considérer que l'orbitale s de l'hydrogène est proche des 3 orbitales p de l'iode.
On va donc former par combinaison de l'orbitale s de l'hydrogène et une orbitale p de l'iode, une orbitale liante et une orbitale antiliante.
Reste sur l'iode les deux orbitales p qu'on ne peu combiner avec l'hydrogène. Ces deux orbitales p restent identique à celles de l'atome d'iode de départ: ce sont des orbitales non liantes.

J'espère que c'est à peu près clair

[Kiraxel]

Merci.

D'accord pour l'orbitale non liante.

Mais je n'ai toujours pas compris pourquoi il y en a une que l'on appelle "anti-liante" ?

[invite264aabec]

Si vous regardez (dans n'importe quel livre de chimie qui traite des orbitales, même au niveau première année) la géométrie des orbitales moléculaires dans le cas par exemple de la combinaison de deux orbitales s, vous voyez dans ce cas grossièrement que l'orbitale liante est formée par "l'addition" des densités électroniques des orbitales atomique et l'antiliante par "soustraction" des densités électroniques.
Ainsi, pour une orbitale antiliante il n'y a pas d'électron entre les deux noyaux alors que dans le cas de la liante les électrons sont bien majoritairement entre les deux noyaux formant la liaison.
De plus, on peut déterminer l'indice de liaison (c'est à dire le nombre de liaisons entre les deux atomes) par la relation
I = (nombre électrons dans les orbitales liantes-nombre électrons dans les orbitales antiliantes)/2
Plus il y a d'électrons dans les orbitales antiliantes, plus l'indice de liaison diminue. D'où cela déstabilise le système

[A voir en vidéo sur Futura]

[Kiraxel]

Rebonjour,

J'en viens à me poser une question.

Si une orbitale antiliante est obtenue par soustraction des densités électroniques, cela veut dire que la densité électronique à l'intérieur est très faible, non ?
Il s'agit donc d'une zone de l'espace autour de la molécule où la probabilité de trouver un électron (ou un doublet) est extrêmement faible.

Mais du coup pourquoi on continue d'appeler cela une "orbitale", sachant que, par définition, une orbitale c'est une zone de l'espace où la probabilité de trouver un électron est très forte ?

[invite264aabec]

Même pour une orbitale cela reste bien le lieu de l'espace où la probabilité de trouver les électrons est forte.
Je suis peut être allé un peu vite dans mes réponses.
Reprenons le cas de la formation d'une orbitale moléculaire. On part de deux orbitales s de deux atomes qu'on rapproche. En se rapprochant les orbitales s vont à un moment se recouvrir partiellement entre les deux atomes. C'est à ce moment qu'on peut soit faire la somme (orbitale liante) soit la différence (orbitale anti-liante).

Donc dans le cas d'une orbitale liante dans la zone de recouvrement il y a bien le renforcement de la densité électronique (formation de la liaison) mais il reste également les zone de l'espace ou les deux ortitales ne se recouraient pas qui restent quasiment inchangées.
Pour l'orbitale antiliante entre les atomes cela devient nul mais il reste également des zones de l'espace où il y a des électrons (on appelle cela des lobes), en quelque sorte en bout de la molécule.

Voir par exemple le schéma sur ce lien: http://www2.chm.ulaval.ca/ttdang/chm...ntiliante.html

[Kiraxel]

Pour l'orbitale antiliante entre les atomes cela devient nul

Je n'ai pas compris dans le dernier post, qu'est ce qui devient "nul" ?

[invite264aabec]

La densité électronique entre les deux noyaux devient nulle pour l'orbitale antiliante

[Kiraxel]

Merci pour les réponses