Chap. 3. Liaisons chimiques
méthode peut s’appliquer même en cas de coordinence. On obtient deux solutions
mathématiques, respectivement appelées orbitales moléculaires liante et antiliante.
Pour que cela puisse se faire, il faut que les orbitales atomiques aient des énergies
voisines, soit un AE inférieur à 12 eV, et des symétries qui conviennent.
Si on combine deux orbitales atomiques de type s, donc symétriques, les orbitales
moléculaires obtenues sont dites de type o : cela signifie qu’elles possèdent une symétrie de révolution autour de l’axe intemucléaire. On note als l’OM liante, et o*h
l’OM antiliante. L’OM ols possède, en outre, une forte densité de probabilité, entre
les deux noyaux, ce qui n’est pas le cas pour l’OM o*ls. L’énergie de l’orbitale liante
est. de plus, inférieure à celle de l’orbitale antiliante.
Figure 3.2 Énergie des OM q1s et a*ls/0A pour H2.
()n soit que 1 énergie de 1 orbitale liante est aussi inférieure à l’énergie des orbitales
atomiques I s initiales, alors que 1 énergie de l'orbitale antiliante est supérieure.
C omme les réglés de remplissage des OM, à l’état fondamental, sont identiques à
celles des OA (par niveau d'énergie croissant, règles de Pauli et Hund), les électrons
de liaison remplissent d’abord l’orbitale liante
Comme il n’y a que deux électrons. 1 orbitale antiliante n'est pas occupée. On peut maintenant définir l’indice de
liaison (ou ordre de liaison), et le calculer pour la molécule de dihydrogène :
1 • L = 1 /2(e liants - e~ non liants) = 1 /2(2 - 0) = 1
Figure 3.3 Formation de l’orbitale moléculaire a
méthode peut s’appliquer même en cas de coordinence. On obtient deux solutions
mathématiques, respectivement appelées orbitales moléculaires liante et antiliante.
Pour que cela puisse se faire, il faut que les orbitales atomiques aient des énergies
voisines, soit un AE inférieur à 12 eV, et des symétries qui conviennent.
Si on combine deux orbitales atomiques de type s, donc symétriques, les orbitales
moléculaires obtenues sont dites de type o : cela signifie qu’elles possèdent une symétrie de révolution autour de l’axe intemucléaire. On note als l’OM liante, et o*h
l’OM antiliante. L’OM ols possède, en outre, une forte densité de probabilité, entre
les deux noyaux, ce qui n’est pas le cas pour l’OM o*ls. L’énergie de l’orbitale liante
est. de plus, inférieure à celle de l’orbitale antiliante.
Figure 3.2 Énergie des OM q1s et a*ls/0A pour H2.
()n soit que 1 énergie de 1 orbitale liante est aussi inférieure à l’énergie des orbitales
atomiques I s initiales, alors que 1 énergie de l'orbitale antiliante est supérieure.
C omme les réglés de remplissage des OM, à l’état fondamental, sont identiques à
celles des OA (par niveau d'énergie croissant, règles de Pauli et Hund), les électrons
de liaison remplissent d’abord l’orbitale liante
Comme il n’y a que deux électrons. 1 orbitale antiliante n'est pas occupée. On peut maintenant définir l’indice de
liaison (ou ordre de liaison), et le calculer pour la molécule de dihydrogène :
1 • L = 1 /2(e liants - e~ non liants) = 1 /2(2 - 0) = 1
Figure 3.3 Formation de l’orbitale moléculaire a