Transcript OM - Free

But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
But du cours :
• Aborder la compréhension de la nature de la liaison
chimique, avec des concepts de mécanique quantique.
• Constater que cette vision justifie a posteriori la notation
de Lewis, et les modèles utilisés pour la liaison chimique
(premier trimestre).
Les objets mathématiques caractéristiques des atomes sont les
orbitales atomiques (OA).
Les objets mathématiques caractéristiques des molécules seront les
orbitales moléculaires (OM).
En rapprochant deux atomes, pour faire une molécule, on rapproche
aussi des orbitales atomiques. On dit qu’on les fait interagir, ou
qu’on les fait se recouvrir.
Par interaction d’OA, on va voir comment créer des OM
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
Approximations :
 Noyaux pris immobiles  étude pour une géométrie fixée
(distance d'équilibre entre les noyaux)
 Les objets mathématiques caractéristiques des électrons sont
les orbitales moléculaires. Grâce aux OM, on peut caractériser
l’état électronique total de l’atome (caractérisation HP)
 Les OM sont trouvées par Combinaison Linéaire des Orbitales
Atomiques (théorie CLOA ou LCAO )
Si n OA interagissent, on obtient n OM
i = • cij.j
j
l'allure des OM permet l'interprétation de la nature
leur énergie de la liaison chimique et de la
leur remplissage électronique réactivité de la molécule
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
Approximations :
 Noyaux pris immobiles  étude pour une géométrie fixée
(distance d'équilibre entre les noyaux)
 Les objets mathématiques caractéristiques des électrons sont
les orbitales moléculaires. Grâce aux OM, on peut caractériser
l’état électronique total de l’atome (caractérisation HP)
 Les OM sont trouvées par Combinaison Linéaire des Orbitales
Atomiques (théorie CLOA ou LCAO )
Si n OA interagissent, on obtient n OM
i = • cij.j
j
l'allure des OM permet l'interprétation de la nature
leur énergie de la liaison chimique et de la
leur remplissage électronique réactivité de la molécule
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
Approximations :
 Noyaux pris immobiles  étude pour une géométrie fixée
(distance d'équilibre entre les noyaux)
 Les objets mathématiques caractéristiques des électrons sont
les orbitales moléculaires. Grâce aux OM, on peut caractériser
l’état électronique total de l’atome (caractérisation HP)
 Les OM sont trouvées par Combinaison Linéaire des Orbitales
Atomiques (théorie CLOA ou LCAO )
Si n OA interagissent, on obtient n OM
i = • cij.j
j
l'allure des OM permet l'interprétation de la nature
leur énergie de la liaison chimique et de la
leur remplissage électronique réactivité de la molécule
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
Approximations :
 Noyaux pris immobiles  étude pour une géométrie fixée
(distance d'équilibre entre les noyaux)
 Les objets mathématiques caractéristiques des électrons sont
les orbitales moléculaires. Grâce aux OM, on peut caractériser
l’état électronique total de l’atome (caractérisation HP)
 Les OM sont trouvées par Combinaison Linéaire des Orbitales
Atomiques (théorie CLOA ou LCAO )
i = • cij.j
Si n OA interagissent, on obtient n OM
j
OM
OA
l'allure des OM permet l'interprétation de la nature
leur énergie de la liaison chimique et de la
leur remplissage électronique réactivité de la molécule
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
Approximations :
 Noyaux pris immobiles  étude pour une géométrie fixée
(distance d'équilibre entre les noyaux)
 Les objets mathématiques caractéristiques des électrons sont
les orbitales moléculaires. Grâce aux OM, on peut caractériser
l’état électronique total de l’atome (caractérisation HP)
 Les OM sont trouvées par Combinaison Linéaire des Orbitales
Atomiques (théorie CLOA ou LCAO )
Si n OA interagissent, on obtient n OM
i = • cij.j
j
l'allure des OM permet l'interprétation de la nature
leur énergie de la liaison chimique et de la
leur remplissage électronique réactivité de la molécule
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
i = • cij.j
j
OM
Exemple :
OA de valence occupées et
OA vacantes de même valeur de n
H (1s1), He(1s2)
Li (1s2 2s1)
les OA 1s interagissent
les OA 2s et 2p interagissent
But du cours : trouver les OM pour une molécule homonucléaire A-A
A1
A2
z
OA 
OA 
On rapproche A1 de A2   et  se recouvrent, et interagissent,
pour créer deux OM  et 
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
i = • cij.j
j
OM
Exemple :
OA de valence occupées et
OA vacantes de même valeur de n
H (1s1), He(1s2)
Li (1s2 2s1)
les OA 1s interagissent
les OA 2s et 2p interagissent
But du cours : trouver les OM pour une molécule homonucléaire A-A
A1
A2
z
OA 
OA 
On rapproche A1 de A2   et  se recouvrent, et interagissent,
pour créer deux OM  et 
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
i = • cij.j
j
OM
Exemple :
OA de valence occupées et
OA vacantes de même valeur de n
H (1s1), He(1s2)
Li (1s2 2s1)
les OA 1s interagissent
les OA 2s et 2p interagissent
But du cours : trouver les OM pour une molécule homonucléaire A-A
A1
A2
z
OA 
OA 
On rapproche A1 de A2   et  se recouvrent, et interagissent,
pour créer deux OM  et 
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
i = • cij.j
j
OM
Exemple :
OA de valence occupées et
OA vacantes de même valeur de n
H (1s1), He(1s2)
Li (1s2 2s1)
les OA 1s interagissent
les OA 2s et 2p interagissent
But du cours : trouver les OM pour une molécule homonucléaire A-A
A1
A2
z
OA 
OA 
On rapproche A1 de A2   et  se recouvrent, et interagissent,
pour créer deux OM  et 
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
i = • cij.j
j
OM
Exemple :
OA de valence occupées et
OA vacantes de même valeur de n
H (1s1), He(1s2)
Li (1s2 2s1)
les OA 1s interagissent
les OA 2s et 2p interagissent
But du cours : trouver les OM pour une molécule homonucléaire A-A
A1
A2
z
OA 
OA 
On rapproche A1 de A2   et  se recouvrent, et interagissent,
pour créer deux OM  et 
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Comment trouver  et  ? Par la condition de normalisation
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Comment trouver  et  ? Par la condition de normalisation
Interaction de deux orbitales atomiques sur deux centres
A1
A2
z
OA 
 = c1.1 + c2.2
OA 
La den sité électronique, don c ||2, doit être invar iante par échange de1 et 2
||2 = 2 = c12.12 + c22.22 + 2 c1.1.c2.2
 c12 = c22  c1 = ± c2
+ = .(1 + 2)
- = .(1 - 2)
On obtient bien 2 OM par interaction de 2 OA
Forme de + / interprétation chimique
Densité électronique
importante entre les atomes
Les noyaux se
repoussent peu
OM liante
Courbes d’isoniveaux
Forme de + / interprétation chimique
Densité électronique
importante entre les atomes
Les noyaux se
repoussent peu
OM liante
Courbes d’isoniveaux
Forme de + / interprétation chimique
Densité électronique
importante entre les atomes
Les noyaux se
repoussent peu
OM liante
Courbes d’isoniveaux
Forme de + / interprétation chimique
Densité électronique
importante entre les atomes
Les noyaux se
repoussent peu
OM liante
Courbes d’isoniveaux
Forme de + / interprétation chimique
C ou rbe s d’is on ive au x
De n s ité é le ctron iqu e
+ est représentée par
ou
Forme de + / interprétation chimique
C ou rbe s d’is on ive au x
De n s ité é le ctron iqu e
+ est représentée par
ou
Forme de + / interprétation chimique
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Forme de - / interprétation chimique
Densité électronique
faible entre
les atomes
Les noyaux se
repoussent beaucoup
Courbes d’isoniveaux
OM antiliante
Forme de - / interprétation chimique
Densité électronique
faible entre
les atomes
Les noyaux se
repoussent beaucoup
Courbes d’isoniveaux
OM antiliante
Forme de - / interprétation chimique
Densité électronique
faible entre
les atomes
Les noyaux se
repoussent beaucoup
Courbes d’isoniveaux
OM antiliante
Forme de - / interprétation chimique
Densité électronique
faible entre
les atomes
Les noyaux se
repoussent beaucoup
Courbes d’isoniveaux
OM antiliante
Forme de - / interprétation chimique
C ou rbe s d’is on ive au x
De n si té é le ctroni qu e
- est représentée par
ou
Energie des OM / diagramme d’interaction
E+ < E-
Notion de recouvrement
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Energie des OM / diagramme d’interaction
E+ et E- sont proportionnelles au recouvrement S des 2 orbitales
 1.2.d
S=
espace
Energie des OM / diagramme d’interaction
E+ et E- sont proportionnelles au recouvrement S des 2 orbitales
 1.2.d
S=
espace
Notion de recouvrement
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
Interaction d’OA différentes
Coefficient le plus élevé
sur l’atome le plus proche
en énergie
E+ < E-
Coefficient le plus élevé
sur l’atome le plus proche
en énergie
Interaction d’OA différentes
E
Plus les OA sont proches en énergie, plus elles interagissent
Remplissage des OM - Indice de liaison
Règles de remplissage :
1. Les OM se remplissent par ordre d'énergie croissante
2. On applique à chaque OM la règle de Pauli et de Hund
( chaque OM accueille au maximum deux électrons)
Indice de liaison :
nombre d'é lecron s liants - nombre d'électrons antiliants
i=
2
Un excès de deux électrons liants (i = 1) suggère une
liaison simple au sens de Lewis
But : vérifier la concordance entre la vue quantique et les
formes de Lewis
Remplissage des OM - Indice de liaison
Règles de remplissage :
1. Les OM se remplissent par ordre d'énergie croissante
2. On applique à chaque OM la règle de Pauli et de Hund
( chaque OM accueille au maximum deux électrons)
Indice de liaison :
nombre d'é lecron s liants - nombre d'électrons antiliants
i=
2
Un excès de deux électrons liants (i = 1) suggère une
liaison simple au sens de Lewis
But : vérifier la concordance entre la vue quantique et les
formes de Lewis
Remplissage des OM - Indice de liaison
Règles de remplissage :
1. Les OM se remplissent par ordre d'énergie croissante
2. On applique à chaque OM la règle de Pauli et de Hund
( chaque OM accueille au maximum deux électrons)
Indice de liaison :
nombre d'é lecron s liants - nombre d'électrons antiliants
i=
2
Un excès de deux électrons liants (i = 1) suggère une
liaison simple au sens de Lewis
But : vérifier la concordance entre la vue quantique et les
formes de Lewis
Diagrammes d’OM : éléments de la première période
Interaction de deux OA de type 1s  on crée deux OM :
C ou rbe s d’is on ive au x
De n si té é le ctroni qu e
C ou rbe s d’is on ive au x
De n s ité é le ctron iqu e
Diagrammes d’OM : éléments de la première période
Interaction de deux OA de type 1s  on crée deux OM :
antiliant
Orbitale
C ou rbe s d’is on ive au x
s*
De n si té é le ctroni qu e
Symétrie axiale
Orbitale
C ou rbe s d’is on ive au x
De n s ité é le ctron iqu e
s
Exemples de diagrammes
H : 1s1
il y a 2 electrons de valence à placer :
Exemple 1 : molécule H2
s*
s
2-0
i= 2 =1
Exemples de diagrammes
H : 1s1
il y a 2 electrons de valence à placer :
Exemple 1 : molécule H2
s*
s
2-0
i= 2 =1
Exemples de diagrammes
H : 1s1
il y a 2 electrons de valence à placer :
Exemple 1 : molécule H2
s*
s
2-0
i= 2 =1
Exemples de diagrammes
Exemple 2 : ion He2+
He : 1s2
il y a 2*2-1 = 3 electrons
de valence à placer :
s*
s
2-1
1
i= 2 =2
Exemples de diagrammes
Exemple 2 : ion He2+
He : 1s2
il y a 2*2-1 = 3 electrons
de valence à placer :
s*
s
2-1
1
i= 2 =2
Exemples de diagrammes
Exemple 2 : ion He2+
He : 1s2
il y a 2*2-1 = 3 electrons
de valence à placer :
s*
s
2-1
1
i= 2 =2
Exemples de diagrammes
Exemple 3 : molécule He2
He : 1s2
il y a 2*2 = 4 electrons
de valence à placer :
2-2
i= 2 =0
Exemples de diagrammes
Exemple 3 : molécule He2
He : 1s2
il y a 2*2 = 4 electrons
de valence à placer :
2-2
i= 2 =0
Exemples de diagrammes
Exemple 3 : molécule He2
He : 1s2
il y a 2*2 = 4 electrons
de valence à placer :
2-2
i= 2 =0
Diagrammes d’OM : éléments de la deuxième période
(extrait de http://www.webelements.com)
Pour ces éléments :
³ on omet les électrons de cœur 1s
³ on fait interagir les orbitales de valence (2s, 2p)
Une nouveauté apparaît donc : l'interaction des orbitales p
Divers types de recouvrement pour les OA de type p
Orbitales pz : pointent les unes vers les autres (recouvrement frontal)
x
A1
A2
z
y
Orbitales px et py : recouvrement latéral
x
z
y d’un isoniveau
Allure
A1
A2
Divers types de recouvrement pour les OA de type p
Orbitales pz : pointent les unes vers les autres (recouvrement frontal)
x
A1
A2
z
y
Orbitales px et py : recouvrement latéral
x
z
y d’un isoniveau
Allure
A1
A2
Interaction des OA de type pz
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales pz ne peuvent pas interagir avec une px ou une py
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale pz1 avec la pz2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (pz1 + pz2)
◊ (pz1 - pz2)
Interaction des OA de type pz
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales pz ne peuvent pas interagir avec une px ou une py
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale pz1 avec la pz2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (pz1 + pz2)
◊ (pz1 - pz2)
Interaction des OA de type pz
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales pz ne peuvent pas interagir avec une px ou une py
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale pz1 avec la pz2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (pz1 + pz2)
◊ (pz1 - pz2)
pz1 + pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial
? - Caractère antiliant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau s*pz
spz *
Isodensité électronique s*pz
pz1 + pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère antiliant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau s*pz
spz *
Isodensité électronique s*pz
pz1 + pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau s*pz
spz *
Isodensité électronique s*pz
pz1 + pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau s*pz
spz *
Isodensité électronique s*pz
pz1 + pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau s*pz
spz *
Isodensité électronique s*pz
pz1 - pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial
? - Caractère liant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau spz
spz
Isodensité électronique spz
pz1 - pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère liant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau spz
spz
Isodensité électronique spz
pz1 - pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau spz
spz
Isodensité électronique spz
pz1 - pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau spz
spz
Isodensité électronique spz
pz1 - pz2
x
A1
A2
z
y
Recouvrement axial - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau spz
spz
Isodensité électronique spz
Interaction des OA de type px
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales px ne peuvent pas interagir avec une py ou une pz
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale px1 avec la px2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (px1 + px2)
◊ (px1 - px2)
Interaction des OA de type px
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales px ne peuvent pas interagir avec une py ou une pz
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale px1 avec la px2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (px1 + px2)
◊ (px1 - px2)
Interaction des OA de type px
Recouvrement 1s/ (px)2 = 0
Les orbitales px ne peuvent pas interagir avec une py ou une pz
Recouvrement (p
z)1 / (px)2 = 0
On fait interagir l'orbitale px1 avec la px2
L'interaction des 2 OA donne naissance à 2 OM :
◊ (px1 + px2)
◊ (px1 - px2)
px1 + px2
x
z
y
Recouvrement latéral
? - Caractère liant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
Ppx
Isodensité électronique Ppx
px1 + px2
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère liant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
Ppx
Isodensité électronique Ppx
px1 + px2
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
Ppx
Isodensité électronique Ppx
px1 + px2
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
Ppx
Isodensité électronique Ppx
px1 + px2
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère liant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
Ppx
Isodensité électronique Ppx
px1 - px2 (ou - px1 + px2 )
x
z
y
Recouvrement latéral
? - Caractère antiliant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
*
Ppx *
Isodensité électronique Ppx
*
px1 - px2 (ou - px1 + px2 )
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère antiliant
?
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
*
Ppx *
Isodensité électronique Ppx
*
px1 - px2 (ou - px1 + px2 )
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
*
Ppx *
Isodensité électronique Ppx
*
px1 - px2 (ou - px1 + px2 )
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
*
Ppx *
Isodensité électronique Ppx
*
px1 - px2 (ou - px1 + px2 )
x
z
y
Recouvrement latéral - Caractère antiliant
 Orbitale
Allure d’un isoniveau Ppx
*
Ppx *
Isodensité électronique Ppx
*
Construction d’un diagramme
(étude des recouvrements)
Construction d’un diagramme
(étude des recouvrements)
Construction d’un diagramme
(étude des recouvrements)
Construction d’un diagramme
Diagramme logique
avec l’intensité
des recouvrements
(étude des recouvrements)
On a fait un oubli !!
L’ OA pz d’un atome peut interagir avec l’OA s de l’autre atome :
Recouvrement s1 / (pz)2 ° 0
E
Oubli pardonné
Oubli impardonnable
Faible interaction
Grande interaction
On a fait un oubli !!
L’ OA pz d’un atome peut interagir avec l’OA s de l’autre atome :
Recouvrement s1 / (pz)2 ° 0
E
Oubli pardonné
Oubli impardonnable
Faible interaction
Grande interaction
On a fait un oubli !!
L’ OA pz d’un atome peut interagir avec l’OA s de l’autre atome :
Recouvrement s1 / (pz)2 ° 0
E
Oubli pardonné
Oubli impardonnable
Faible interaction
Grande interaction
Différence d'énergie 2p/2s (eV)
30
25
20
15
10
5
0
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Elément
Element
E(2p) [eV]
E(2s) [eV]
Li
-3,5
-5,4
Be
-5,2
-9,3
B
-8,3
-12,9
C
-11,3
-16,6
N
-14,5
-20,3
O
-13,6
-28,5
F
-17,4
-37,9
Ne
-21,6
-48,5
Différence d'énergie 2p/2s (eV)
30
25
20
15
10
Grande interaction
5
0
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Elément
Faible interaction
Diagramme avec inversion
s2pz / P2px,y
Li, Be, B, C, N
Exemple 4 : molécule B2
B : 1s22s22p1
on ne tient pas compte des 2 électrons 1s
 il y a 2*(2+1) = 6 électrons à placer
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2s
2s
2s
s2s
B2
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2s
2s
2s
s2s
B2
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
• B 2 possède deux électrons célibataires : la molécule est
prévue paramagnétique (c’est vérifié expérimentalement)
s2pz
P2px, P2py
s
2s
s2s
B2
On peut proposer des structures de Lewis pour B 2 :
B
B
en accord avec i=1, mais pas avec le paramagnétisme
s* 2
2s
• L’indice de liaison vaut i = (4-2)/2 = 1
•
•
B
B• •
B B
en accord avec le paramagnétisme, mais pas avec i=1
BB
B B
en désaccord avec le paramagnétisme et i=1
N : 1s22s22p3
on ne tient pas compte des 2 électrons 1s
 il y a 2*(2+3) = 10 électrons à placer
Exemple 5 : molécule N2
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2s
2s
2s
s2s
N2
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2s
2s
2s
s2s
N2
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2
s
2s
2s
s2s
N2
• N 2 ne possède pas d’élect rons célibat aires : la molécule
est prévue diamagnét ique (c’est vérifié expériment aleme
• On peut proposer une st ructure de Lewis pour
2 :NN N
L’indice de liaison vaut i = (8-2)/2 = 3; il est en accord
avec la st ruct ure proposée.
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2
s
2s
2s
s2s
N2
• N 2 ne possède pas d’élect rons célibat aires : la molécule
est prévue diamagnét ique (c’est vérifié expériment aleme
• On peut proposer une st ructure de Lewis pour
2 :NN N
L’indice de liaison vaut i = (8-2)/2 = 3; il est en accord
avec la st ruct ure proposée.
s* 2pz
P* 2px, P* 2py
2p
2p
s2pz
P2px, P2py
s* 2
s
2s
2s
s2s
N2
• N 2 ne possède pas d’élect rons célibat aires : la molécule
est prévue diamagnét ique (c’est vérifié expériment aleme
• On peut proposer une st ructure de Lewis pour
2 :NN N
L’indice de liaison vaut i = (8-2)/2 = 3; il est en accord
avec la st ruct ure proposée.
Evolution des longueurs de liaison
But : étudier la variation des longueurs de liaison lorsqu'on ajoute ou
que l'on retire un électron à A2
On ajoute un électron dans une OM liante
On retire un électron d'une OM antiliante
 on renforce la liaison
 distance d'équilibre diminue
On ajoute un électron dans une OM antiliante
On retire un électron d'une OM liante
 on affaiblit la liaison
 distance d'équilibre augmente
Evolution des longueurs de liaison
But : étudier la variation des longueurs de liaison lorsqu'on ajoute ou
que l'on retire un électron à A2
On ajoute un électron dans une OM liante
On retire un électron d'une OM antiliante
 on renforce la liaison
 distance d'équilibre diminue
On ajoute un électron dans une OM antiliante
On retire un électron d'une OM liante
 on affaiblit la liaison
 distance d'équilibre augmente
Evolution des longueurs de liaison
But : étudier la variation des longueurs de liaison lorsqu'on ajoute ou
que l'on retire un électron à A2
On ajoute un électron dans une OM liante
On retire un électron d'une OM antiliante
 on renforce la liaison
 distance d'équilibre diminue
On ajoute un électron dans une OM antiliante
On retire un électron d'une OM liante
 on affaiblit la liaison
 distance d'équilibre augmente
Evolution des longueurs de liaison
But : étudier la variation des longueurs de liaison lorsqu'on ajoute ou
que l'on retire un électron à A2
On ajoute un électron dans une OM liante
On retire un électron d'une OM antiliante
 on renforce la liaison
 distance d'équilibre diminue
On ajoute un électron dans une OM antiliante
On retire un électron d'une OM liante
 on affaiblit la liaison
 distance d'équilibre augmente