Fiche de révision : Liaison chimique ondulatoire

📋 Plan du Cours

1. Portée et limites du modèle de Lewis
2. Orbitales atomiques et fonction d’onde
3. Formation des orbitales moléculaires
4. Exemple de la molécule H₂
5. Recouvrements sigma et rotation libre
6. Recouvrement pi et rigidité de liaison
7. Ordre des liaisons et réactivité

📖 1. Portée et limites du modèle de Lewis

📝 Points essentiels

• La structure de Lewis est un artifice conventionnel sans réalité physique, qui représente un ion ou une molécule et fonctionne correctement dans environ 95 % des cas.

• Le modèle de Lewis aide à comprendre la formation et la rupture des liaisons, mais décrit mal les structures intermédiaires comme la mésomérie et ne localise pas les zones de forte ou de faible densité électronique de la molécule.

💡 Astuce mémo

Lewis représente l’édifice ; l’ondulatoire révèle la densité électronique.

📖 2. Orbitales atomiques et fonction d’onde

🔑 Notions clés & Définitions

• Fonction d’onde : Décrit entièrement le comportement de l’électron.
• Orbitale atomique : Une orbitale atomique permet de déterminer la probabilité de présence de l’électron dans chaque zone de l’espace et est représentée par une surface délimitant un volume de très forte probabilité de présence.

📝 Points essentiels

📌 Une orbitale atomique peut contenir au maximum deux électrons, qui sont alors de spins opposés.

• Dans le modèle ondulatoire de l’atome, une combinaison des nombres quantiques n, l et m correspond à un niveau d’énergie et à une orbitale.

📖 3. Formation des orbitales moléculaires

★ À maîtriser

📌 Une orbitale moléculaire liante contient les électrons de liaison, tandis qu’une orbitale moléculaire antiliante est vacante dans le modèle présenté.

📌 Le nombre d’électrons est conservé lors de la formation des orbitales moléculaires, puis les électrons occupent celles de plus basse énergie en premier selon les règles de Hund et de Pauli.

• La formation de la liaison covalente conduit le système à un état stable correspondant à l’énergie la plus basse et respectant les règles de la mécanique ondulatoire.

• Lors de la formation d’une liaison covalente, les orbitales atomiques des deux atomes interagissent et se recouvrent pour former des orbitales moléculaires décrites par une fonction d’onde.

Compléments

• Si les atomes A et B possèdent respectivement n et m orbitales atomiques, le nombre d’orbitales moléculaires formées est $n+m$.

💡 Astuce mémo

OA qui se recouvrent → OM liante et antiliante.

📖 4. Exemple de la molécule H₂

★ À maîtriser

• La molécule H₂ est la molécule neutre la plus simple et ne contient que deux électrons.

• Lors de la formation de H₂, les deux orbitales atomiques 1s des atomes d’hydrogène, décrites par les fonctions d’onde ψ₁ et ψ₂, se recouvrent pour former une orbitale moléculaire.

• Dans H₂, l’orbitale moléculaire liante place les deux électrons avec une forte probabilité entre les deux atomes.

Compléments

• La fonction d’onde de l’orbitale moléculaire de H₂ est une combinaison linéaire des fonctions d’onde ψ₁ et ψ₂ des deux orbitales atomiques 1s.

📖 5. Recouvrements sigma et rotation libre

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire σ : Une orbitale moléculaire σ résulte du recouvrement axial d’orbitales atomiques selon l’axe internucléaire commun.

★ À maîtriser

• Une orbitale moléculaire σ présente une symétrie de révolution autour de l’axe internucléaire.

• Une liaison σ permet la libre rotation d’un atome par rapport à l’autre autour de leur axe commun sans apport d’énergie.

Compléments

• Les recouvrements σ peuvent impliquer : deux orbitales s, une orbitale s et une orbitale p, deux orbitales p alignées selon l’axe internucléaire

💡 Astuce mémo

Un nuage en manchon autour de l’axe internucléaire.

📖 6. Recouvrement pi et rigidité de liaison

🔑 Notions clés & Définitions

• Orbitale moléculaire π : Une orbitale moléculaire π résulte du recouvrement latéral d’orbitales atomiques p qui n’interagissent pas selon un axe commun.

★ À maîtriser

• Une orbitale moléculaire π présente une forte densité électronique au-dessus et au-dessous du plan de symétrie.

• La liaison π empêche la libre rotation des atomes autour de leur axe commun et rend la liaison rigide sans apport d’énergie.

Compléments

• Les zones de forte densité électronique situées au-dessus et au-dessous du plan de symétrie de l’orbitale π sont des zones de forte réactivité chimique.

💡 Astuce mémo

Deux lobes électroniques au-dessus et au-dessous du plan.

📖 7. Ordre des liaisons et réactivité

📝 Points essentiels

📌 Une liaison simple entre deux atomes est de type σ, tandis qu’une liaison double comprend une liaison σ et une liaison π.

• Le modèle ondulatoire permet de déterminer les zones de forte ou de faible densité électronique et ainsi de mieux comprendre la réactivité des espèces chimiques.

💡 Astuce mémo

Simple : σ ; double : σ + π.