Liaison dans les molécules diatomiques

4 décembre 2025

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Résumé : La liaison dans les entités diatomiques selon le modèle ondulatoire

1. Vue d'ensemble

Ce chapitre explique la formation des liaisons covalentes dans les molécules diatomiques via le modèle ondulatoire. Il se concentre sur le recouvrement des orbitales atomiques, la construction des orbitales moléculaires, leur énergie, et leur rôle dans la stabilité des molécules. La méthode utilise la combinaison linéaire des orbitales atomiques pour décrire la liaison chimique, en distinguant orbitales liantes et anti-liantes. Les exemples principaux sont H2, H2+, F2, N2, et leur diagramme d'énergie.

2. Concepts clés & Éléments essentiels

  • La liaison covalente s'explique par le recouvrement de deux orbitales atomiques, fusionnant en une orbitale moléculaire.
  • Fonction d’onde de l’orbitale moléculaire : carré représentant la densité de probabilité d’un électron.
  • Orbitales moléculaires (OM) : obtenues par la combinaison linéaire des orbitales atomiques (O.A.) ψA et ψB.
  • Coefficients CA et CB : déterminés pour respecter la symétrie et la permutation des noyaux.
  • Deux OM principales : une orbite symétrique (liante, Ψ) et une antisymétrique (anti-liante, Ψ*).
  • Distribution des électrons selon la règle du Hund et la stabilisation/déstabilisation liée.
  • Formules :
    • OM liantes : $\sigma_{1s} = N(\psi_{1sA} + \psi_{1sB})$
    • OM anti-liantes : $\sigma_{1s}^* = N(\psi_{1sA} - \psi_{1sB})$
  • L’énergie des OM : σ1s est stabilisée (orbite liantes), σ1s* déstabilisée (orbite anti-liantes).
  • Ordre de liaison : $i_{\ell} = \frac{1}{2}(n_{bond} - n_{antibond})$, pour H2 : $i_{l} = 1$.
  • Sur le diagramme énergétique : niveaux séparés selon leur nature (liantes ou anti-liantes).
  • Seuls les électrons de valence (notamment p) participent à la liaison.
  • Règles de recouvrement : mêmes niveaux d’énergie, même symétrie par rapport à l’axe, conservation de la symétrie.

3. Points à Haut Rendement

  • Orbitales liantes (σ, π) se forment par recouvrement axial ou plan.
  • Orbitales anti-liantes (σ*, π*) ont des niveaux d’énergie plus élevés.
  • La stabilité d’une molécule dépend de l’ordre de liaison : si positif, liaison stable (ex : H2 : +1).
  • La construction des OM est basée sur la symétrie par rapport à l’axe internucléaire.
  • Fonction d’onde combinée en deux formules : Ψ = CAψA + CBψB et Ψ* = CAψA - CBψB.
  • La normalisation : N assure que la fonction d’onde est correcte.
  • Diagrammes énergétiques illustrent la différence entre Om liantes (+E) et anti-liantes (–E).
  • Les orbitales π se forment par recouvrement latéral de p non alignés axialement.
  • La relation énergétique dépend de la proximité des niveaux d’énergie initiale et finale.

4. Tableau de Synthèse

ConceptPoints ClésNotes
Orbitales moléculairesCombinaison de ψA et ψB$\Psi = C_A \psi_A + C_B \psi_B$
Interprétation énergétiqueNiveau liant inférieur, anti-liant supérieurStabilise ou déstabilise la molécule
MéthodeRecouvrement orbital axial ou planσ ou π selon la symétrie
Exemple H2$i_{l} = 1$, énergie favorisant la liaisonConfiguration : σ1s, σ*1s
Orbitales πFormation latérale, dépendent du p non axialAbsentes dans H2 mais importantes pour F2, N2
Règles de recouvrementMême énergie, même symétrieLimite : orbitales proches en énergie

5. Mini-Schéma (ASCII)

Recouvrement orbital
 ├─ Axial → Orbitales σ
 └─ Plan → Orbitales π
 ├─ Orbitales liantes (ε < εA, εB)
 └─ Orbitales anti-liantes (ε > εA, εB)

6. Bullets de Révision Rapide

  • La liaison covalente s'explique par orbitales fusionnées.
  • Orbitales liantes : énergie inférieure, stabilisent la molécule.
  • Orbitales anti-liantes : énergie supérieure, déstabilisent.
  • L’ordre de liaison détermine la stabilité : > 0 (stable).
  • La normalisation Utile pour définir les coefficients CA, CB.
  • Orbitales σ : recouvrement axial.
  • Orbitales π : recouvrement latéral, p non axial.
  • H2 : ordre de liaison = 1.
  • Diagramme d’énergie montre niveaux liants et anti-liants.
  • Orbitales compatibles : même énergie, même symétrie.
  • La base : recouvrement orbital pour décrire la liaison diatomique.