Formation de molécules par établissement de liaisons covalentes 27
2.5 La formation de liaisons covalentes
par combinaison d'orbitales atomiques
La formation de liaisons covalentes à la suite de la mise en commun
d'électrons entre des atomes a été examinée dans la section 2.3. Manife stement, cette manière d'expliquer la formation de molécules était
très simple. Seuls quelques électrons sont impliqués et les résultats sont
faciles à obtenir et à comprendre. Quoi qu'il en soit, certaines molécules
ne manifestent pas les propriétés auxquelles on devrait s'attendre à
partir d'une théorie des liaisons axée sur la valence. Ainsi, la molécule
d'oxygène est de toute évidence très réactive, comme l'atteste notamment son rôle dans la respiration. Cette réactivité peut être attribuée
à la présence, dans cette molécule, de deux électrons qui ne sont pas
appariés. Ceux-ci ne forment pas une paire comme on s'y attendrait
en se basant sur l'habituelle mise en commun des électrons externes.
Ceci signifie qu'il est indispensable de faire appel à une théorie plus
sophistiquée pour expliquer le comportement de l'oxygène et de bon
nombre d'autres molécules aux propriétés particulières.
En se penchant ainsi sur une nouvelle approche de la structure électronique des molécules, il est cependant important de ne pas abandonner le concept des liaisons envisagé sous l'angle de la valence. Cette
théorie pourra toujours s'avérer utile là où elle permettra de justifier
correctement la formation d'une molécule. En fonction de l'exemple
choisi, il sera tout à fait normal de s'appuyer sur la théorie qui semble
la plus appropriée.
La notion d'orbitale atomique a été présentée dans la section 1.7.
Ce concept peut être étendu au cas de la description des orbitales dans
les molécules. Au même titre que pour les orbitales atomiques, des
règles similaires s'appliquent aux orbitales moléculaires :
•
L'occupation des orbitales moléculaires par les électrons se fait
au prorata de l'énergie croissante de celles-ci.
•
Chaque orbitale moléculaire peut contenir jusqu'à deux électrons.
•
Lorsque deux orbitales moléculaires ou davantage présentent la
même énergie, les électrons se distribuent un à un dans chacune
de celles-ci avant de pouvoir s'y apparier.
La formation d'orbitales moléculaires peut être illustrée en examinant le devenir des orbitales atomiques de deux atomes isolés qui se
rapprochent. Dans le cas, par exemple, de la molécule d'hydrogène, les
deux atomes H, chacun avec son électron dans l'orbitale atomique ls,
se rapprochent jusqu'à assurer un recouvrement. Deux nouvelles orbitales, dites moléculaires, sont ainsi créées (figure 2.7). Alors que les deux
orbitales atomiques étaient identiques au départ, les deux orbitales
moléculaires sont à présent totalement différentes. Leurs formes ne
sont pas les mêmes : l'une est principalement concentrée dans la zone
située entre les deux noyaux d'hydrogène, tandis que l'autre consiste en
deux lobes distincts qui se positionnent en dehors de l'espace internucléaire. L'énergie de la première orbitale moléculaire est inférieure
à celle des deux orbitales atomiques dont elle provient, alors que celle
de la seconde leur est supérieure.
Il n'est pas toujours possible
d'expliquer de manière
satisfaisante la formation
de liaisons covalentes
par la mise en commun
des électrons de valence.
'f
Les orbitales moléculaires
résultent de la combinaison
d'orbitales atomiques.
Le remplissage des orbitales
moléculaires par les électrons
obéit aux mêmes règles qui
prévalaient pour les orbitales
atomiques.
2.5 La formation de liaisons covalentes
par combinaison d'orbitales atomiques
La formation de liaisons covalentes à la suite de la mise en commun
d'électrons entre des atomes a été examinée dans la section 2.3. Manife stement, cette manière d'expliquer la formation de molécules était
très simple. Seuls quelques électrons sont impliqués et les résultats sont
faciles à obtenir et à comprendre. Quoi qu'il en soit, certaines molécules
ne manifestent pas les propriétés auxquelles on devrait s'attendre à
partir d'une théorie des liaisons axée sur la valence. Ainsi, la molécule
d'oxygène est de toute évidence très réactive, comme l'atteste notamment son rôle dans la respiration. Cette réactivité peut être attribuée
à la présence, dans cette molécule, de deux électrons qui ne sont pas
appariés. Ceux-ci ne forment pas une paire comme on s'y attendrait
en se basant sur l'habituelle mise en commun des électrons externes.
Ceci signifie qu'il est indispensable de faire appel à une théorie plus
sophistiquée pour expliquer le comportement de l'oxygène et de bon
nombre d'autres molécules aux propriétés particulières.
En se penchant ainsi sur une nouvelle approche de la structure électronique des molécules, il est cependant important de ne pas abandonner le concept des liaisons envisagé sous l'angle de la valence. Cette
théorie pourra toujours s'avérer utile là où elle permettra de justifier
correctement la formation d'une molécule. En fonction de l'exemple
choisi, il sera tout à fait normal de s'appuyer sur la théorie qui semble
la plus appropriée.
La notion d'orbitale atomique a été présentée dans la section 1.7.
Ce concept peut être étendu au cas de la description des orbitales dans
les molécules. Au même titre que pour les orbitales atomiques, des
règles similaires s'appliquent aux orbitales moléculaires :
•
L'occupation des orbitales moléculaires par les électrons se fait
au prorata de l'énergie croissante de celles-ci.
•
Chaque orbitale moléculaire peut contenir jusqu'à deux électrons.
•
Lorsque deux orbitales moléculaires ou davantage présentent la
même énergie, les électrons se distribuent un à un dans chacune
de celles-ci avant de pouvoir s'y apparier.
La formation d'orbitales moléculaires peut être illustrée en examinant le devenir des orbitales atomiques de deux atomes isolés qui se
rapprochent. Dans le cas, par exemple, de la molécule d'hydrogène, les
deux atomes H, chacun avec son électron dans l'orbitale atomique ls,
se rapprochent jusqu'à assurer un recouvrement. Deux nouvelles orbitales, dites moléculaires, sont ainsi créées (figure 2.7). Alors que les deux
orbitales atomiques étaient identiques au départ, les deux orbitales
moléculaires sont à présent totalement différentes. Leurs formes ne
sont pas les mêmes : l'une est principalement concentrée dans la zone
située entre les deux noyaux d'hydrogène, tandis que l'autre consiste en
deux lobes distincts qui se positionnent en dehors de l'espace internucléaire. L'énergie de la première orbitale moléculaire est inférieure
à celle des deux orbitales atomiques dont elle provient, alors que celle
de la seconde leur est supérieure.
Il n'est pas toujours possible
d'expliquer de manière
satisfaisante la formation
de liaisons covalentes
par la mise en commun
des électrons de valence.
'f
Les orbitales moléculaires
résultent de la combinaison
d'orbitales atomiques.
Le remplissage des orbitales
moléculaires par les électrons
obéit aux mêmes règles qui
prévalaient pour les orbitales
atomiques.