Chimie « physique » chap 3 :

1S Cours
chimie
chap 5 : LA LIAISON CHIMIQUE selon le MODELE ONDULATOIRE |Le modèle de Lewis de la liaison chimique qui utilise le |[pic] |
|modèle quantique de l'atome possède des limites (cf chapitre | |
|précédent). Pour améliorer la description de la liaison, il | |
|faut d'abord améliorer celle de l'atome. On va définir et | |
|utiliser ici le modèle ondulatoire de l'atome (ou modèle des | |
|orbitales). Ce modèle, issu de la physique quantique, | |
|conserve la quantification de l'énergie (niveaux) mais | |
|améliore la localisation dans l'espace des électrons. | |
| | |
| | |
| | |
|Modèle ondulatoire de l'atome | |
1. Description du modèle |Modèles |électro|Localisation... |lieu |
| |ns | | |
|Modèle |particu|...précise : orbites |couche, sous-couche, case |
|quantique |les |stables |quantique |
|Modèle |onde |...imprécise : probabilité|orbitales |
|ondulatoire | |de présence | | Dans ce modèle, un e- n'est plus considéré comme une particule bien
localisée mais comme une ................................... Son état et
son évolution dans l'espace sont décrits mathématiquement par une fonction
d'onde ou orbitale qui sont des solutions de l'équation de Schrödinger
(équation fondamentale de la physique quantique équivalent de la 1ère loi
de Newton de la physique classique).
2. Orbitales atomiques
Une orbitale atomique définit à la fois un niveau
................................... et la
....................................... de la région de l'espace dans
laquelle l'e- se trouve le plus souvent.
Rem 1: A chaque case quantique correspond donc une orbitale
Rem 2: La forme de l'orbitale est liée à la valeur de l et son
orientation dans l'espace à la valeur de m
3. Description des orbitales Attention ! Les surfaces ne représentent pas les limites où on peut
trouver les e- mais l'endroit où la probabilité de présence est maximale
(théoriquement cette probabilité de présence ne s'annule qu'à l'infini,
c'est-à-dire qu'on peut trouver les e- partout !) |Nombres quantiques |Cases |Orbitales correspondantes |
| |quantique| |
| |s | |
| | |[pic] | |
| | | | |
| | | | |
|n = 1 ; l = 0 ; m =|1 s | |orbitale s à symétrie sphérique : la |
|0 ; s = ± ½ | | |probabilité de présence des e- est la|
| | | |même dans toutes les directions de |
| | | |l'espace |
| | |[pic][pic][pic][pic] |
|n = 2 ; l = 0 ; m =|2 s |orbitales p orientées : la probabilité de |
|0 ; s = ± ½ | |présence des e- est max dans une direction de |
| |2 px |l'espace et nulle dans le plan ( à cette |
|n = 2 ; l = 1 ; m | |direction |
|=+ 1 ; s = ± ½ |2 py | |
| | | |
|n = 2 ; l =1 ; m = |2 pz | |
|0 ; s = ± ½ | | |
| | | |
|n = 2 ; l =1 ; m = | | |
|- 1 ; s = ± ½ | | |
| | |[pic][pic][pic][pic] |
|n = 3 ; l = 0 ; m =|3 s | |
|0 ; s = ± ½ | | |
| |3 px | |
|n = 3 ; l = 1 ; m | | |
|=+ 1 ; s = ± ½ |3 py | |
| | | |
|n = 3 ; l =1 ; m = |3 pz | |
|0 ; s = ± ½ | | |
| | | |
|n = 3 ; l =1 ; m = | | |
|- 1 ; s = ± ½ | | |
| | | |
|n= 3 ; l = 2 ; m =+| |[pic][pic] |
|2 ; s = ± ½ |orbitales| |
| |d | |
|n = 3 ; l =2 ; m = | | |
|+ 1 ; s = ± ½ |Ces | |
| |orbitales| |
|n = 3 ; l =2 ; m = | | |
|0 ; s = ± ½ |ne sont | |
| |pas à | |
|n= 3 ; l = 2 ; m = |connaître| |
|- 1 ; s = ± ½ | | |
| | | |
|n = 3 ; l =2 ; m = | | |
|- 2 ; s = ± ½ | | | Animation : ne voir que la partie « Atomic orbitals » :
http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/ I. Description de la liaison covalente
1. Orbitales moléculaires Dans le modèle ondulatoire de la liaison covalente, l'idée de mise en
commun d'un doublet d'e- imaginée par Lewis est complétée par celle de
recouvrement de 2 orbitales atomiques appartenant à chacun des 2 atomes qui
se lient. Ces 2 orbitales ................................. (OA) « fusionnent » pour
donner une orbitale .................................. (OM) englobant les
noyaux. Conditions de recouvrement
. seules 2 orbitales atomiques d'énergie peu différentes peuvent former
des orbitales moléculaires.
. La formation d'une orbitale moléculaire n'est possible que si les
orbitales atomiques possèdent les mêmes éléments de symétrie Rem : Comme les OA, une OM est décrite mathématiquement par une fonction
d'onde.
Après différentes approximations pour résoudre l'équation de Schrödinger,
on trouve 2 solutions pour l'OM, une solution dite « liante » et une autre
solution dite « anti-liante » car elle ne donne pas lieu à une liaison
possible. Nous ne considèrerons ici que les orbitales liantes.
2. Exemples d'OM pour les molécules diatomiques a) Orbitales « sigma » ? [pic] Pour les orbitales ? , le recouvrement est
................................. et important ce qui donne un doublet ?
très fort (stable).
b) Orbitales « pi » ?
[pic] Pour les orbitales ? , le recouvrement est ............................ et
peu important ce qui donne un doublet ? faible (moins stable). Animation : voir que la partie « Molecular orbitals » :
http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/
c) Exemples : molécules symétrique A - A |Molécul|Structure |Orbitales atomiques |Formule + liaison |
|e |électronique + | | |
| |cases quantiques | | |
| | |[pic] |[pic] |
|H2 |H : 1s1 | | |
| | |Ne pas dessiner les orbitales | |
| | |déjà pleines qui correspondent | |
| | |aux doublets libres et qui ne | |
| | |participent pas aux liaisons | |
| | | | |
| | | | |
| | | | |
|O2 |O : |