2.1 • Notions fondamentales d’atomistique et de liaisons chimiques
21
Nous avons représenté quelques recouvrements typiques sur la
figure 2.1.
➤ Recouvrement axial
➤ Recouvrement latéral
Figure 2. 1 Exemples de recouvrements.
À ce niveau, plusieurs remarques sont à faire :
➤ dans une molécule donnée, la liaison π π π
π est toujours d’un niveau
énergétique supérieur à la liaison σ σ σ
σ liante ;
➤ l’existence d’une liaison π suppose la présence d’une liaison σ,
c’est la raison pour laquelle on parle parfois de « double liaison » ;
➤ il peut y avoir simultanément deux liaisons π dans deux plans
perpendiculaires ;
➤ la présence uniquement d’une liaison σ entre deux atomes permet
la libre rotation, alors que la présence d’une liaison π l’empêche ;
➤ l’effet antiliant est plus important que l’effet liant, c’est-à-dire
qu’en valeur absolue la perte d’énergie provoquée par l’orbitale
antiliante est plus importante que le gain d’énergie provoqué par
l’orbitale liante.
➤ Une orbitale π possède une surface nodale c’est-à-dire un plan où
la probabilité de présence de l’électron est nulle.
d) Détermination de la géométrie d’une molécule —
Hybridation des orbitales
Pour comprendre la géométrie d’une molécule, on se demande
comment vont se réarranger les orbitales atomiques pour pouvoir
former des liaisons. On parlera alors d’hybridation des orbitales
atomiques et ce sont ces nouvelles orbitales hybrides qui vont intervenir pour former des liaisons.
1s A
1s B
σ σ∗
σ σ
E
+
+
+
+
A
B
1s A
1s B
A
B
+
_
σ
σ
*
+
+
A
B
+
_
2p ZA
∗
E
2p ZB
π
π
+
+
_
_
A
B
+
+
_
A
B
+
_
A
B
_
2p ZA
2p ZB