Toutes les analyses précédentes ont été conduites dans le cas de l’interaction de deux
OA identiques ; ces descriptions se généralisent à celui de l’interaction entre deux OA
différentes.
Le dernier cas est celui d’une OA
qui n’interagit avec aucune autre OA de la molécule. Il se forme alors une OM identique en forme et énergie à Г OA de départ. La
densité électronique créée par cette OM est ainsi strictement la même que celle de Г OA
isolée : elle ne modifie en rien la répartition des électrons au sein de la molécule. De
plus, son occupation ne stabilise ni ne déstabilise la molécule : elle ne participe donc pas
à la liaison et, pour cette raison sera qualifiée de non liante.
2. La liaison chimique et l’indice de liaison
Lorsque deux électrons occupent une OM liante (comme dans H^), il y a une stabilisation de la molécule, ce qui correspond à la formation de la liaison H -H .
Toutefois, si deux électrons supplémentaires viennent occuper l’OM antiliante (comme
dans He2), l’interaction devient répulsive, ce qui signifie que la liaison qui a été établie
par l’occupation de l’OM liante est rompue.
On peut définir la liaison chimique à l’aide de cette description quantique : une liaison
chimique résulte de la double occupation d’une OM liante à condition que l'OM antiliante reste vacante.
Fiche 41
Dans des systèmes plus complexes, il est souvent pratique de définir l’indice de liaison i
entre deux atomes : il est égal à la moitié du nombre d’électrons occupant les OM liantes
(/î|) diminué du nombre d’électrons occupant les OM antiliantes {nj.
i= Ml (n — n )
Cet indice de liaison est égal à 1 dans H et à 0 dans He
T J
O
c
D
û
Ю
t H
O
Г М
(y )
X I
ai
>Q .
O
U
3. Les systèmes à un ou trois électrons
La définition précédente de la liaison permet d’étendre cette notion à des systèmes présentant un nombre impair d’électrons. Considérons tout d ’abord le cas de HÎ : le seul
électron de cette espèce est stabilisé (par rapport à l’atome d’hydrogène isolé) dans
l’OM liante. Le calcul de l’indice de liaison indique qu’il existe une « demi-liaison »
entre les deux atomes. Cette description correspond à la réalité physique puisque cet ion
est stable (D^ = 263 kJ • moL‘), la distance de liaison (R^ = 106 pm) étant plus grande
que dans H^ {R^ = 74 pm). On parlera alors de liaison à un électron.
La situation est plus compliquée dans le cas où trois électrons doivent se placer dans
le couple d’OM liante et antiliante : deux viennent occuper l’OM liante et un seul se
place dans l’OM antiliante. On ne peut alors pas conclure de façon générale sur le bilan
énergétique : la double stabilisation (2A£'^) peut être plus grande ou plus petite que la
déstabilisation (AE") due à la simple occupation de l’OM antiliante. Par exemple, l’ion
H2 est instable et se dissocie spontanément en H et H~. D ’autres systèmes (comme les
anions des dimères d ’halogène, F2 , CI2 , etc.) sont stables et présentent une liaison à
trois électrons.
99
OA identiques ; ces descriptions se généralisent à celui de l’interaction entre deux OA
différentes.
Le dernier cas est celui d’une OA
qui n’interagit avec aucune autre OA de la molécule. Il se forme alors une OM identique en forme et énergie à Г OA de départ. La
densité électronique créée par cette OM est ainsi strictement la même que celle de Г OA
isolée : elle ne modifie en rien la répartition des électrons au sein de la molécule. De
plus, son occupation ne stabilise ni ne déstabilise la molécule : elle ne participe donc pas
à la liaison et, pour cette raison sera qualifiée de non liante.
2. La liaison chimique et l’indice de liaison
Lorsque deux électrons occupent une OM liante (comme dans H^), il y a une stabilisation de la molécule, ce qui correspond à la formation de la liaison H -H .
Toutefois, si deux électrons supplémentaires viennent occuper l’OM antiliante (comme
dans He2), l’interaction devient répulsive, ce qui signifie que la liaison qui a été établie
par l’occupation de l’OM liante est rompue.
On peut définir la liaison chimique à l’aide de cette description quantique : une liaison
chimique résulte de la double occupation d’une OM liante à condition que l'OM antiliante reste vacante.
Fiche 41
Dans des systèmes plus complexes, il est souvent pratique de définir l’indice de liaison i
entre deux atomes : il est égal à la moitié du nombre d’électrons occupant les OM liantes
(/î|) diminué du nombre d’électrons occupant les OM antiliantes {nj.
i= Ml (n — n )
Cet indice de liaison est égal à 1 dans H et à 0 dans He
T J
O
c
D
û
Ю
t H
O
Г М
(y )
X I
ai
>Q .
O
U
3. Les systèmes à un ou trois électrons
La définition précédente de la liaison permet d’étendre cette notion à des systèmes présentant un nombre impair d’électrons. Considérons tout d ’abord le cas de HÎ : le seul
électron de cette espèce est stabilisé (par rapport à l’atome d’hydrogène isolé) dans
l’OM liante. Le calcul de l’indice de liaison indique qu’il existe une « demi-liaison »
entre les deux atomes. Cette description correspond à la réalité physique puisque cet ion
est stable (D^ = 263 kJ • moL‘), la distance de liaison (R^ = 106 pm) étant plus grande
que dans H^ {R^ = 74 pm). On parlera alors de liaison à un électron.
La situation est plus compliquée dans le cas où trois électrons doivent se placer dans
le couple d’OM liante et antiliante : deux viennent occuper l’OM liante et un seul se
place dans l’OM antiliante. On ne peut alors pas conclure de façon générale sur le bilan
énergétique : la double stabilisation (2A£'^) peut être plus grande ou plus petite que la
déstabilisation (AE") due à la simple occupation de l’OM antiliante. Par exemple, l’ion
H2 est instable et se dissocie spontanément en H et H~. D ’autres systèmes (comme les
anions des dimères d ’halogène, F2 , CI2 , etc.) sont stables et présentent une liaison à
trois électrons.
99