Leçons de niveau 17

Hybridation moléculaire/Rappel sur les orbitales atomiques

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Rappel sur les orbitales atomiques
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Chapitre no 1
Leçon : Hybridation moléculaire
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Rappel[modifier | modifier le wikicode]

On le sait, l'électron d'un atome possède une double nature. Selon les cas, son comportement peut être décrit soit comme celui d'une particule, soit comme celui d'une onde (via le modèle ondulatoire). Néanmoins, quel que soit le point de vue, la position de l'électron ne peut être prévue à un moment précis. On peut tout au plus assigner à un électron un volume de l'espace autour du noyau dans lequel la probabilité de le trouver est non nulle. Le problème, c’est que cet espace est l'infini. On introduit alors la notion d'orbitale. L'orbitale est une fonction mathématique (, qu'on appelle fonction d'onde) qui, mise en module au carré et intégré sur un volume arbitraire donne la probabilité de retrouver l'électron dans ce volume (dans ce cas-ci 99%)(voir équation de Schrödinger). On utilise ce volume pour représenter graphiquement l'orbitale.

Ces diverses orbitales atomiques peuvent s'associer ensemble pour former des liaisons, qui permettent de créer, à partir d'atomes indépendants, des molécules diverses. On parle alors d'orbitale moléculaire: c’est la fusion de plusieurs orbitales (généralement 2) qui mettent en commun leurs électrons célibataires.

Le résultat de l'interaction de deux orbitales donne en fait deux orbitales moléculaires. L'une est liante et va accueillir les électrons, de part le fait qu'elle soit basse en énergie, donc plus stable. L'autre est anti-liante, d'énergie plus élevée. Cette dernière n'accueille pas les électrons lorsque la molécule existe, car si c’était le cas, la molécule ne serait pas stable et donc se dissociera instantanément.

Selon la manière dont les orbitales atomiques fusionneront, on parlera de liaison sigma ou pi, ce qui permettra d'effctuer une classification géométrique de ces orbitales.