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Cours de chimie : orbitale moléculaire
Bonjour,
Je suis actuellement en train d'apprendre les bases de la chimie vue en L1, j'en suis à la théorie VSEPR et au OM mais je ne trouve point de cours sur les OM qui expliquent bien comment faire des diagrammes, comment bien comprendre les symétries etc..
Si vous avez des références j'en serais très heureux,
Merci beaucoup
Bonjour
Voici une référence parmi beaucoup d'autres possibles. Je ne sais pas si le niveau correspond à ce que tu cherches mais les explications sont très "progressives" et les illustrations et les schémas sont soignés.
Bonjour
Voici une référence parmi beaucoup d'autres possibles. Je ne sais pas si le niveau correspond à ce que tu cherches mais les explications sont très "progressives" et les illustrations et les schémas sont soignés.
Merci bien !
Je vais lire ça au calme !
Alors en fait, je comprends pas trop comment on détermine quelle orbitale sera liante ou anti liante, par exemple pour O2 comment savoir quelles orbitales vont aller ensemble ?
Il faut se représenter les orbitales atomiques dans l'espace voir cela ?
Merci
Pour simplifier :
1° ne s'intéresser qu'aux électrons de valence ; les électrons internes ne participent pas aux liaisons.
2° on s'intéressent à la formation d'orbitales moléculaires à partir de deux orbitales atomiques de mêmes nombres quantiques. Par exemple, l'O.A. 2s du premier atome avec l'orbitale atomique 2s de l'autre atome. Sachant que la fonction d'onde associée doit être normée, la combinaison des deux fonctions d'ondes des O.A. conduit à 2 O.M. une liante et une antiliante. (document pages 5 et suivantes)
3° Bien comprendre la différence entre liaison 
et liaison 
(document pages 9 et 10).
4° la stabilité de la molécule s'apprécie par le calcul de l'indice de liaison : demie différence entre le nombre d'électrons occupant des O.M. liantes et le nombre d'électrons occupant des O.M. antiliantes). Cet indice vaut 2 pour la molécule de dioxygène.
Pour simplifier :
1° ne s'intéresser qu'aux électrons de valence ; les électrons internes ne participent pas aux liaisons.
2° on s'intéressent à la formation d'orbitales moléculaires à partir de deux orbitales atomiques de mêmes nombres quantiques. Par exemple, l'O.A. 2s du premier atome avec l'orbitale atomique 2s de l'autre atome. Sachant que la fonction d'onde associée doit être normée, la combinaison des deux fonctions d'ondes des O.A. conduit à 2 O.M. une liante et une antiliante. (document pages 5 et suivantes)
3° Bien comprendre la différence entre liaison
et liaison (document pages 9 et 10).
4° la stabilité de la molécule s'apprécie par le calcul de l'indice de liaison : demie différence entre le nombre d'électrons occupant des O.M. liantes et le nombre d'électrons occupant des O.M. antiliantes). Cet indice vaut 2 pour la molécule de dioxygène.
Merci c'est un peu plus clair, j'ai tout de même un peu de mal à comprendre comment on doit relier les orbitales p entre eux ?
A partir de la sous couche 2p, on a donc des liaisons pi et sigma, mais par exemple, qu'est ce qui fait qu'on reliera des px et py ensemble, ou non etc.. Comment savoir lesquels relier entre eux ?
Merci encore une fois
Les notations px , py, pz sont arbitraires : les trois orbitales atomiques ont les mêmes propriétés.
Dans le cas d'une molécule diatomique, comme sur le document fourni, on choisit comme axe des "z" l'axe de liaison (axe passant par les deux noyaux). Dans ce cas, l'OA pz d'un atome et l'O.A. pz de l'autre atome conduisent à la formation de deux O.M. , une liante et une antiliante.
l'O.A. py d'une atome et l'O.A. py de l'autre atome conduisent, par recouvrement latéral et non plus axial, à deux O.M. , une liante et une antiliante. Étude analogue pour les O.A. px...
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