Bonjour
Tu connais sûrement la complexité de l'étude rigoureuse de la structure de l'atome H à un seul électron. Alors imagine la complexité de l'étude d'une structure moléculaire où il faudrait tenir compte des interactions de chaque électron avec deux noyaux et tous les autres électrons. Il faut donc procéder par approximations ; la validité des approximations se juge à l'accord plus ou moins grand avec les faits expérimentaux.
Pour répondre à tes questions : dans tous les cas, le recouvrement de deux O.A. ayant chacune l'axe de liaison comme axe de symétrie conduit à une liaison covalence ; le recouvrement de deux O.A. ayant des axes de symétrie parallèles entre eux et perpendiculaires à l'axe de symétrie conduit à une liaison .
Une fois obtenu le diagramme des orbitales moléculaires, il faut y placer les électrons des deux atomes en respectant les règles habituelles valide pour les orbitales atomiques : principe de stabilité, principe d'exclusion de Pauli, règle de Hund. Le résultat sur le nombre et la nature des liaisons dépend donc effectivement du nombre d'électrons à placer...
Ci-joint : document d'illustration concernant deux cas simples : O2 et N2 :

Bonjour,

Merci pour votre réponse et pour le document que vous m'avez envoyé. J'ai relu le cours sur la création des liaisons moléculaires et j'ai essayé de faire quelques petits exercices afin de m'entraîner sur ça mais j'ai des questions dont je connais la réponse mais je ne sais pas physiquement pourquoi.

Les questions qui me taraudent le plus, c'est pourquoi, lorsqu'il y a une interaction sp, alors l'énergie de la liaison liante 2p est inférieure à celle de 2s. Et plus généralement comment on connaît ces énergies pour pouvoir les situer entre elles. Est-ce que c'est un calcul à partir des fonctions d'onde ? Cela me semble assez difficile car j'ai trouvé des valeurs d'énergies de liaison pour le CO.

La deuxième question concerne l'utilisation des orbitales hybrides ou non. Je sais que pour le méthane il faut l'utiliser... mais pourquoi ? Pourquoi la LCAO marche pour le CO et par pour le méthane. Je trouve même que la LCAO ne marche pas pour le CO parce que quand j'essaie d'établir le diagramme énergétique du CO à partir de cette méthode, je trouve qu'il y a une liaison sigma liante qui résulte de l'interaction entre 2s du C et 2p_z (en supposant que c'est l'axe atomique) de O et une liaison sigma anti-liante. Et il va rester des électrons dans la 2p du C et 2p. Puisque la 2p_z du O a déjà participé à une liaison, il ne va rester que la 2p_y et 2p_x et on aura des liaison .
Mais selon les énergies d'orbitales moléculaires que j'ai à ma disposition, il y a encore des liaisons , ce que je ne comprends pas.

Les énergies d'orbitales molécules pour le CO sont : -538 (orbitale 1) ; -288 (orbitale 2) ; -40,5 (3 ) ; -19,9 ( 4 ) ; -15,8 (1 ) ; -13,5 (5 ) ; 7,1 (2 ) ; 25,3 (6 )

Les deux premières énergies sont respectivement de la 1s de O et 1s du C. Puis c'est la qui résulte de la 2s du C et 2p de O, et après c'est la *.  Normalement à ce stade il ne reste que 2 électrons pour O dans la couche 2p et de même pour C.  Sachant que pour avoir une liaison entre une couche 2s et une couche 2p il faut que la 2p soit sur l'axe atomique, alors les 2 électrons pour O restants sont répartis les 2p restants. Donc normalement on ne devrait avoir que des liaisons qui restent.

J'espère que vous pourrez m'aider encore une fois à comprendre ce qu'il se passe. J'y ai réfléchis maintes fois sans résultat. Je refais le même raisonnement à chaque fois donc problablement je me trompe sur quelque chose.

Merci d'avance.

Concernant l'aspect mathématique : Si deux fonctions d'onde sont solutions de l'équation de Schrödinger, toute combinaison linéaire de ces fonctions d'onde est aussi solution de l'équation de Schrödinger. Cela est bien détaillée ici :

Moins "mathématisé" mais riche en illustrations :

Merci beaucoup pour votre réponse. L'aspect mathématique est assez difficile mais éclairant aussi. Mais sinon pour le lien avec les illustrations, je ne comprends pas l'exemple du CO. J'ai toujours le même problème. L'énergie de la couche 2s du carbone est -16.6 eV et celle de l'oxygène est de -28.5. La différence d'énergie est de l'ordre de 12eV donc on n'aura pas de liaison entre ces deux couches. Par contre l'énergie de la couche 2p de l'oxygène est -13.6 eV, ce qui permet d'avoir une liaison entre la 2s du carbone et la 2p de l'oxygène. Ce qui donne une liante et anti-liante.  Et il peut y avoir des liaisons entre "les" 2p "restantes" de l'oxyègene et celles du carbone, mais elles ne mettent en jeu que 4 électrons au total, alors que dans le document c'est 6 électrons. Et je pense qu'il ne devrait  y avoir que des liaisons puisque la 2p_z de l'oxygène a déjà joué son rôle avec la 2s du carbone.
Le document fournit cette explication : "Nous supposerons que les électronégativités de C et O sont suffisamment proches pour leurs niveaux respectifs s et p puissent interagir entre eux. Nous supposerons de plus que des interactions sp sont possibles." Mais les deux phrases ne veulent-elle pas dire la même chose ?

Je veux bien détailler un peu le cas de la molécule CO.
1° : on ne prends en compte que les électrons desz couches de valence respectives :
2s² 2p² pour C ; 2s² 2p⁴ pour 0.

2° : les électrons 2s de O sont d'énergie nettement plus faibles que les électrons 2s de C : pas de combinaison possible des orbitales atomiques en orbitales moléculaires : pas de recouvrement, pas de liaison. Il s'agit d'un doublet d'électrons de valence qualifié de non liant.

3° : combinaison linéaire de l'OA 2s de C avec l'OA 2pz de O ; cela conduit à une OM _sp liante occupée par 2 électrons et à une OM *_sp non liante non occupée.

4° : combinaison linéaire de l'OA 2px de C avec l'OA 2px de O et combinaison linéaire de l'OA 2py de C avec l'OA 2py de O : cela crée deux OM liantes _x et _y chacune occupées par deux électrons de liaison ainsi que deux orbitales antiliantes *_x et *_y non occupées.

5° reste l'OA 2pz de C qui ne peut se combiner avec aucune OA de O puisque l'OA 2pz de O est déjà combinée à l'OA 2s de C. Elle conserve donc son énergie, ce qui la situe entre les OM liantes mais nettement en dessous des OM antiliantes. Conséquence : elle est occupée par deux électrons qui constitue un doublet non liant.

6° : au final : les atomes C et O sont liés par 3 liaisons covalentes : une de type et deux de type , chaque atome possédant un doublet de valence non liant. Ce modèle est conforme à la formule de Lewis classique :



***Taille de l'image réduite***

Merci pour ces détails et cette explication. J'ai toutefois deux doutes.

Le premier concerne le point 3°, sachant que pour C il a deux électrons dans sa 2s, et pour O il a 4 électrons dans sa 2p, pourquoi la *_sp est non occupée ? Je veux dire, il se peut bien qu'elle soit remplie par l'électron restant de la 2s de C et l'électron qui est apparié quelque part dans la 2p non ?

Et sinon même si ça n'arrive pas, je comprends pas pourquoi dans le point 5° il reste un électron dans l'orbitale 2p_z sachant que les deux électrons dans 2p qu'avait le carbone ont été utilisés dans les liaisons .

Merci d'avance.

Je ne suis pas sûr que tu prennes bien en compte mon message du  19-06-20 à 11:28. La construction du diagramme des orbitales moléculaires se fait à partir du diagramme des orbitales atomiques des deux atomes concernés sans se préoccuper des électrons occupant ou non ces orbitales atomiques. On place ensuite les électrons de valence en respectant les règles habituelles sans se préoccuper de la provenance de ces électrons.
Soit la combinaison de deux OA d'énergies E1 et E2 avec E2>E1, sans que la différence ne soit trop élevée pour interdire cette combinasion. On obtient une OM liante d'énergie E1-E et une OM antiliante d'énergie E2+E* avec E*>E, l'écart étant d'autant plus important que (E2-E1) grand. Conséquence ici ; l'OM *_sp est la moins stable de toutes les OM du diagramme et n'est donc pas occupée.

Illustration de mon message du 20-06-20 à 16:14. Attention : les niveaux d'énergies ne sont pas placées "à l'échelle" mais l'ordre des niveaux est correct.

Bonsoir,

Veuillez m'excuser pour ma réponse bien tardive. Je pense que j'avais oublié au moment où je réfléchissais au diagramme énergétique du CO qu'on ne s'intéressait pas aux électrons au début mais juste au nombre. Je comprends mieux maintenant merci pour votre explication.