La phase des orbitales
Lors de la construction d’orbitales moléculaires, la phase des deux orbitales qui s’assemblent crée des orbitales de liaison et d’anti liaison.
Objectifs d’apprentissage
Décrire comment les orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires.
Points clés
Points clés
- L’électron, étant une particule quantique, ne peut pas avoir un emplacement distinct ; mais l’orbitale de l’électron peut être définie comme la région de l’espace autour du noyau dans laquelle le seuil de probabilité mathématique de trouver l’électron dépasse une certaine valeur arbitraire, comme 90% ou 99%.
- Les orbitales sont simplement des fonctions mathématiques qui décrivent des modèles d’ondes stationnaires particuliers qui peuvent être tracés sur un graphique mais qui n’ont aucune réalité physique.
- Deux orbitales atomiques peuvent se chevaucher de deux façons selon leur relation de phase. La phase d’une orbitale est une conséquence directe des propriétés ondulatoires des électrons.
Termes clés
- Orbitale moléculaire : Le comportement mécanique quantique d’un électron dans une molécule décrivant la probabilité que l’électron occupe une position et une énergie particulières, qui est approximée par une combinaison linéaire d’orbitales atomiques.
- phase : Tout point ou partie d’une série récurrente de changements, comme dans les changements de mouvement d’une des particules constituant une onde ou une vibration ; une partie d’une série de tels changements, en distinction d’une partie contrastée, comme la partie d’un côté d’une position d’équilibre, en contraste avec celle du côté opposé.
Définition des orbitales d’électrons
L’électron est une particule quantique et ne peut avoir un emplacement distinct, mais l’orbitale de l’électron peut être définie comme la région de l’espace autour du noyau dans laquelle la probabilité de trouver l’électron dépasse une certaine valeur seuil arbitraire, comme 90% ou 99%.
En raison du caractère ondulatoire de la matière, l’orbitale correspond à un modèle d’onde stationnaire dans un espace tridimensionnel que nous pouvons souvent représenter plus clairement dans une section transversale bidimensionnelle. La quantité qui varie (« ondule ») est un nombre désigné par ψ (psi), dont la valeur varie d’un point à l’autre selon la fonction d’onde pour cette orbitale particulière.
Les orbitales de tous types sont simplement des fonctions mathématiques qui décrivent des modèles d’ondes stationnaires particuliers qui peuvent être tracés sur un graphique mais qui n’ont pas de réalité physique propre. En raison de leur nature ondulatoire, deux orbitales ou plus (c’est-à-dire, deux ou plusieurs fonctions ψ) peuvent être combinées à la fois en phase et hors phase pour donner une paire d’orbitales résultantes qui, pour être utiles, doivent avoir des carrés qui décrivent les distributions réelles d’électrons dans l’atome ou la molécule.
Orbitales moléculaires et leurs phases
Lorsque l’on combine des orbitales pour décrire une interaction de liaison entre deux espèces, les exigences de symétrie du système imposent que les deux orbitales de départ doivent donner deux nouvelles orbitales. Une orbitale, basée sur le mélange en phase des orbitales, aura une énergie plus faible et sera appelée liaison. Une autre orbitale, basée sur le mélange hors phase des orbitales, sera plus élevée en énergie et qualifiée d’anti-liaison.
Orbitales moléculaires de l’hydrogène : Les points représentent ici les électrons. La combinaison en phase des orbitales s des deux atomes d’hydrogène fournit une orbitale de liaison qui est remplie, tandis que la combinaison hors phase fournit une orbitale anti-liaison qui reste non remplie.
Orbitales qui se chevauchent
Deux orbitales atomiques peuvent se chevaucher de deux façons selon leur relation de phase. La phase d’une orbitale est une conséquence directe des propriétés ondulatoires des électrons. Dans les représentations graphiques des orbitales, la phase de l’orbitale est représentée soit par un signe plus ou moins (qui n’a aucune relation avec la charge électrique), soit en ombrant un lobe. Le signe de la phase elle-même n’a pas de signification physique, sauf lorsqu’on mélange les orbitales pour former des orbitales moléculaires.
Constructive Overlap
Deux orbitales de même signe ont un chevauchement constructif formant une orbitale moléculaire avec la majeure partie de la densité électronique située entre les deux noyaux. Cette orbitale moléculaire est appelée orbitale de liaison et son énergie est inférieure à celle des orbitales atomiques d’origine. Une liaison impliquant des orbitales moléculaires qui sont symétriques par rapport à la rotation autour de l’axe de la liaison est appelée liaison sigma (liaison σ). Si la phase change, la liaison devient une liaison pi (liaison π). Les étiquettes de symétrie sont encore définies par le fait que l’orbitale conserve son caractère original après une inversion autour de son centre ; si c’est le cas, elle est définie comme gerade (g), mot allemand signifiant « droit ». Si l’orbitale ne maintient pas son caractère original, elle est ungerade (u), allemand pour « impair. »
Chevauchement destructif
Les orbitales atomiques peuvent également interagir entre elles hors phase, ce qui conduit à une annulation destructive et à l’absence de densité électronique entre les deux noyaux au niveau du plan dit nodal représenté par une ligne pointillée perpendiculaire. Dans cette orbitale moléculaire anti-liaison dont l’énergie est beaucoup plus élevée que celle des orbitales atomiques d’origine, les électrons présents sont situés dans des lobes qui s’éloignent de l’axe internucléaire central. Pour une orbitale de liaison σ correspondante, une telle orbitale serait symétrique mais différenciée de celle-ci par un astérisque, comme dans σ*. Pour une liaison π, les orbitales de liaison et d’anti liaison correspondantes n’auraient pas une telle symétrie autour de l’axe de liaison et seraient désignées respectivement par π et π*.
Deux orbitales p formant une liaison π : Si deux orbitales p parallèles connaissent un chevauchement latéral sur des atomes adjacents dans une molécule, alors une liaison double ou triple peut se développer. Bien que la liaison π ne soit pas aussi forte que la liaison σ initiale, sa force s’ajoute à la liaison simple existante.
Le chevauchement des orbitales P est inférieur au chevauchement frontal entre deux orbitales s dans une liaison σ en raison de l’orientation des orbitales. Cela fait de la liaison π une liaison plus faible que la liaison σ originale qui relie deux atomes voisins ; cependant, le fait que sa force s’ajoute à la liaison σ sous-jacente permet d’obtenir une liaison globale plus forte. Les électrons des liaisons π sont souvent appelés électrons π-. Ils limitent la liberté de rotation autour de la double liaison car une orientation parallèle des orbites p doit être préservée pour maintenir la liaison double ou triple.