Exercices Orbitales moléculaires - Blablareau chimie
Exercices Orbitales moléculaires Cours Approximations fondamentales 1 Rappeler succinctement les approximations fondamentales mises en place pour obtenir les orbitales moléculaires et les énergies correspondantes dans une molécule Rappeler également en quoi consiste la méthode CLOA Conditions d’interation de deux OA 2
Les orbitales moléculaires
3 6 Interaction 2s2p et niveaux 3 7 Diagramme corrélé des OM 4 Les molécules diatomiques hétéronucléaires 4 1 HF 4 2 LiH 5 Les molécules polyatomiques 5 1 PCl5 5 2 C2H4 5 3 C2H2 6 Les orbitales moléculaires et les propriétés des molécules A2 7
CHAPITRE 3 - UQAC
3 1 LE CHAMP CRISTALLIN, LE CHAMP DE LIGAND ET LES ORBITALES MOLÉCULAIRES La théorie du champ de ligand réfère à tout un "appareillage" théorique pour comprendre et expliquer les liaisons et les propriétés e-(associées) des complexes et autres composés formés par les éléments de transition Exemple : Tous les sels colorés
Chimie Théorique Appliquée à la Chimie Inorganique
Quelques sujets choisis seront exposés en séance (+ extraits du livre de Y Jean « Les orbitales moléculaires dans les complexes », Editions de l'École Polytechnique (2003) Cours et exercices corrigés) - Systèmes diatomiques et composés de l'état solide MC 2 -Le diborane B 2H6
CHAPITRE VII CHIMIE DE COORDINATION - UCA
Les orbitales dx2-y2 et dz2 sont déstabilisées : répulsion plus forte et augmentation de leur énergie Elles sont appelées e g I on l i b r e I on com p l exé d x y d yz d x z dx 2-y2 dz2 N i v eau x d ' én er gi e d es 5 O r b i tal es d d égén ér és L ev ée d e d égén ér escen ce 0 eg t2g Dans les complexes octaédriques, les
tout le cours en fiches - Livres en sciences et techniques
Fiche 6 Les dérivées, primitives et intégrales 12 Fiche 7 Les dérivées partielles 14 Fiche 8 Les symétries moléculaires 16 Fiche 9 Moyennes et calcul d’erreur 18 Fiche 10 Statistique et méthode des moindres carrés ordinaire (MCO) 20 Focus D’Euclide à Fibonacci, histoire du nombre d’or φ 22 QCM 23 Exercices 25
Généralités - Les Éditions de lÉcole Polytechnique
Il en est de même pour les ligands sul-fido (S) et imido (N-R) (1-4a) L’azote atomique, avec trois électrons célibataires, est quant à lui un ligand X3 (1-4b) conduisant à la formation de complexes « nitrido » Dans chaque cas, on retient donc tous les électrons célibataires portés par l’atome lié au métal O S N R 1-4a (X2) N
[PDF] exercices corrigés d'hybridation
[PDF] hybridation sp3d2
[PDF] hybridation nh3
[PDF] état d'hybridation du carbone
[PDF] hybridation azote
[PDF] état d'hybridation de l'oxygène
[PDF] atomes coplanaires definition
[PDF] démonstration exigible bac s maths 2017
[PDF] hybridation moléculaire ppt
[PDF] technique d'hybridation moléculaire
[PDF] liste roc maths terminale s 2017
[PDF] eloge de l'amour poeme
[PDF] eloge de l'amour texte
[PDF] eloge de l'amour citation
Les Orbitales
Moléculaires
MariePaule BassezMariePaule Bassez
Plan1. L'ion H2+ 1.1 LCAO 1.2 L'orbitale moléculaire YY+ 1.3 YY
2. Diagramme d'
énergie moléculaire2.1 H2 2.2 He2 2.3 Ordre de la liaison 2.4 Règles de construction
3. Les mol
écules diatomiques homonucléaires3.1 Interaction axiale 2p2p 3.2 Interaction lat érale 2p2p3.3 Interaction 2s2p 3.4 Interaction pzpx3.5 Diagramme simple des OM de O2 et F2
3.6 Interaction 2s2p et niveaux 3.7 Diagramme corr
élé des OM 4. Les mol
écules diatomiques hétéronucléaires4.1 HF 4.2 LiH5. Les mol
écules polyatomiques 5.1 PCl5 5.2 C2H4 5.3 C2H26. Les orbitales mol
éculaires et les propriétés des molécules A27. Repr
ésentation des orbitales atomiques et moléculaires1. L'ION H2+ 1.1 LCAO
(Robert Mulliken(Robert Mulliken 1932, américain 18961986, Nobel 1966)1932, américain 18961986, Nobel 1966)Si l'
électron est proche du noyau de l'atome A, il utilise l'orbitale atomique Si l'électron est proche du noyau de l'atome A, il utilise l'orbitale atomique 1s1sA A dont la fonction d'onde associ
ée est dont la fonction d'onde associée est YYAA,, quand il est proche de B, il quand il est proche de B, il
utilise 1sutilise 1sBB ou ou YYBB ..La fonction d'onde mol
éculaire est une combinaison linéaire des deux fonctions La fonction d'onde moléculaire est une combinaison linéaire des deux fonctions d'onde atomiques d'onde atomiques YYA A et et YYBB correspondant aux orbitales atomiques correspondant aux orbitales atomiques 1s1sA A et 1set 1sBB : :
YY++ = c = cAA YYAA + c + cBB YYBB et et Y Y -- = c = cAA YYAA c cBB YYBB
Chaque proton joue le m
ême rôle: cChaque proton joue le même rôle: cA A = c = cBBYY++ = c = cAA ( ( YYAA + + YYBB ) ) et et YY -- = c= cAA ( (YYAA YYBB))
O.A. O.A. YY1s1s = 1s = (1/ ( = 1s = (1/ (aa0033) ) ½½ ) . exp(r/a ) . exp(r/a00))
1.2. L'orbitale moléculaire Y+
La probabilité de trouver l'électron dans l'espace autour desLa probabilité de trouver l'électron dans l'espace autour desdeux protons est: deux protons est: [ [ ∭∭ YY ++2 2 dd) ) ]] = = ∫∫espaceespace ((YY++)) 22 .. dVdV = = 1 1
(Y(Y++) ) 22 = = [[ccAA ( (YYAA + + YY BB)])]2 2 = = ccAA22..YYAA2 2 + c+ cAA22..YYBB22 + + ccAA2 2 . 2.. 2.YYAA..YYBB
qui s'écrit aussi:qui s'écrit aussi:YY++ 22 = = [[ccAA (1s (1sA A + 1s+ 1sB B ))]]22 = c = cAA22(1s(1sAA))2 2 + c+ cAA22(1s(1sBB))22 + + ccAA22. 2.(1s. 2.(1sAA)(1s)(1sBB))
YYAA22 == (1s(1sAA))2 2 = densit
é de probabilité de présence de l'électron autour de A = densité de probabilité de présence de l'électron autour de A 2.2.(1s(1sAA)(1s)(1sBB) = densit
é de probabilité de présence entre les noyaux. ) = densité de probabilité de présence entre les noyaux. ∫∫YY++22. . dVdV==1= 1= ∫∫ccAA22((YYAA++YY BB))22.dV.dV
= c= cAA22.(.(∫∫YYAA22.dV + .dV + ∫∫YYBB22.dV + .dV + 22∫∫YYAA..YYBB.dV.dV))
∫∫YYAA22.dV = .dV = ∫∫YYBB22.dV=1 .dV=1 car car YYA A et et YYB B sont dessont des fonctions d'onde atomiques normaliséesfonctions d'onde atomiques normalisées
Calcul du coefficient de normalisation de la fonction d'ondeCalcul du coefficient de normalisation de la fonction d'onde::
ccAA22[1+1+2S] =1 d'o ù: [1+1+2S] =1 d'où: ccA A =1/ [2(1+S)=1/ [2(1+S)]]1/2 1/2 et et expression de la fonction d'onde normalis éeexpression de la fonction d'onde normalisée::Y+ = [1/ [2(1 + S)]1/2 ]. (YA + YB)
IIl y a accroissement de la densit
é de la probabilité de présence de l y a accroissement de la densité de la probabilité de présence de l'
électron entre les noyaux.l'électron entre les noyaux.YY+ + est la fonction d'onde mol
éculaire associée à l'orbitale est la fonction d'onde moléculaire associée à l'orbitale mol
éculaire de type moléculaire de type liante: liante: 1s 1sUne liaison chimique est cr
ééeUne liaison chimique est créée
1.3. L'orbitale moléculaire Y -
(Y(Y))22 = = [[ccAA ( ( YYAA YY BB )] )]2 2 = = ccAA22..YYAA2 2 + c+ cAA22..YYBB22 2c 2cAA22..YYAA..YYBB
(Y(Y )22 = [c = [cAA(1s(1sAA 1s 1sB B )])]2 2 = c= cAA22(1s(1sAA))2 2 + c+ cAA22(1s(1sBB))22 2c 2cAA22(1s(1sAA)(1s)(1sBB))
Il y a diminution Il y a diminution de la densit
é de probabilité de présence de l'électron de la densité de probabilité de présence de l'électron entre les noyaux.entre les noyaux.
YY-- est la fonction d'onde mol
éculaire associée à l'orbitale moléculaire est la fonction d'onde moléculaire associée à l'orbitale moléculaire de type de type antiliante:
antiliante: 1s 1s **Dans cette orbitale, l'
électron ne lie pas les noyaux, mais tend à les Dans cette orbitale, l'électron ne lie pas les noyaux, mais tend à les é
loigner.éloigner.Une orbitale liante occupée fait diminuer l'énergie de la molécule.Une orbitale liante occupée fait diminuer l'énergie de la molécule.Une orbitale antiliante occup
ée augmente l'énergie de la molécule.Une orbitale antiliante occupée augmente l'énergie de la molécule.
orbitale moléculaire antilianteorbitale moléculaire liante
EpR orbitale antiliante
orbitale lianteRe = 106 pm* 1s B1s A fig. courbe d'énergie potentielle de H2+fig. diagramme d'énergie moléculaire13,6 eV13,6 2,9
=16,5 eVRem: Il est parfois not
é 2,9eV au lieu de 16,5 eV et 0 eV au lieu de 13,6 eV. Dans ce cas, l'axe des ordonn ées est gradué en E(liaison) et non en E(potentielle). Il est mieux de choisir Ep car Eliaison est >0.2. Diagramme d'énergie moléculaire
1sA1sBE* = [1/ [2(1 S)]1/2 ]. (1sA 1sB)
= [1/ [2(1 + S)]1/2 ]. (1sA + 1sB)+fig. Diagramme des niveaux d'énergie des orbitales fig. Diagramme des niveaux d'énergie des orbitales mol
éculaires. (moléculaires. (ΔΔE pour Re ) E pour Re ) ΔE +2.1. H2
*1s 1s H(1s)H(1s) fig. diagramme d'énergie moléculaire de H2La configuration
électronique stable est obtenue quand les 2 électrons sont dans La configuration électronique stable est obtenue quand les 2 électrons sont dans l'orbitale d'
énergie la plus basse. l'orbitale d'énergie la plus basse. L'énergie électronique totale de la molécule est L'énergie électronique totale de la molécule est la somme des
énergies des électrons de la molécule: la somme des énergies des électrons de la molécule: E = E = ∑∑ n niiEEii . .
E = 2.E(E = 2.E(1s1s) = 2.(15,97) = 31,94 eV) = 2.(15,97) = 31,94 eVLa mol
écule HLa molécule H22 est plus stable que les 2 H séparés car son niveau d'énergie est est plus stable que les 2 H séparés car son niveau d'énergie est plus bas. L'
énergie de stabilisation plus bas. L'énergie de stabilisation ΔΔE de l'orbitale liante est inférieure, en valeur E de l'orbitale liante est inférieure, en valeur absolue,
à l'énergie de déstabilisation absolue, à l'énergie de déstabilisation ΔΔEE** de l'orbitale antiliante. de l'orbitale antiliante. ΔE*
ΔE13,6 eVEp
Re = 74 pm
(13,6 2,37= 15,97)eVL'énergie de liaison expérimentale de L'énergie de liaison expérimentale de HH2 2 ou l'enthalpie standard de la réaction de ou l'enthalpie standard de la réaction de dissociation de Hdissociation de H2 2 (cf. chapitre thermochimie) est: (cf. chapitre thermochimie) est:
D(HD(H22) = + 4,74 eV C'est : 2E(H) E(H) = + 4,74 eV C'est : 2E(H) E(H22àRe) à Re) Pour dissocier la mol
écule HPour dissocier la molécule H2 2 en ses 2 atomes, il faut fournir à la molécule 4,74 en ses 2 atomes, il faut fournir à la molécule 4,74 eV. Les 2
électrons de la liaison sont à séparer. Ces 2 électrons passent de eV. Les 2 électrons de la liaison sont à séparer. Ces 2 électrons passent de l'orbitale mol
éculaire l'orbitale moléculaire 1s 1s dans les 2 orbitales atomiques 1s. Le niveau dans les 2 orbitales atomiques 1s. Le niveau 1s 1s est à est à 4,74 / 2 eV = 2,37 eV en dessous du niveau 13,6 eV qui est l'
énergie de 4,74 / 2 eV = 2,37 eV en dessous du niveau 13,6 eV qui est l'énergie de l'orbitale 1s. l'orbitale 1s.
L' énergie totale E (HL'énergie totale E (H2 2 à Re) est : à Re) est : E (HE (H2 2 àRe) = 2E(H) 4,74 = 2 x 13,6 4,74 = 31,94 eVà Re) = 2E(H) 4,74 = 2 x 13,6 4,74 = 31,94 eVRem: L'
énergie expérimentale de liaison de HRem: L'énergie expérimentale de liaison de H22++ est: + 2,9 eV. est: + 2,9 eV.
2.2. He2
*1s 1sHe (1s)He (1s)fig. He22 électrons liants et 2 électrons antiliants.2 électrons liants et 2 électrons antiliants.La construction des OM de HeLa construction des OM de He22 ne donne aucun gain de stabilit
é. ne donne aucun gain de stabilité.HeHe22 est instable. est instable.2.3 Ordre de liaison
O.L. = (Nbre e liants - Nbre e antiliants) / 2O.L. (HeO.L. (He22) = 0) = 0
Une liaison existe si l'ordre de liaison est Une liaison existe si l'ordre de liaison est ≠≠ 0 0
Plus l'ordre est élevé, plus la liaison est stable.Plus l'ordre est élevé, plus la liaison est stable.O.L. (HO.L. (H22) = 1) = 1
O.L. (HO.L. (H22++) = 0,5) = 0,5
2.4. Règles de construction des
diagrammes d'orbitales moléculaires.1. Les O.A. qui interagissent ont des énergies comparables.1. Les O.A. qui interagissent ont des énergies comparables.2. Les O.A. qui interagissent conduisent
à un recouvrement 2. Les O.A. qui interagissent conduisent à un recouvrement maximum.maximum.3. Le nombre d'O.M. form
é est toujours égal au nombre d'O.A. qui 3. Le nombre d'O.M. formé est toujours égal au nombre d'O.A. qui interagissent.interagissent.
4. La d
éstabilisation d'une O.M. antiliante est supérieure à la 4. La déstabilisation d'une O.M. antiliante est supérieure à la stabilisation de l'O.M. liante associ
ée.stabilisation de l'O.M. liante associée.5. La position relative des O.M. dépend des énergies des O.A. de 5. La position relative des O.M. dépend des énergies des O.A. de d
épart.départ.
3. Les molécules diatomiques
homonucléairesPour les atomes des 2ème et 3ème périodes.Pour les atomes des 2ème et 3ème périodes.On consid
ère que les On considère que les OA des couches internesOA des couches internes complètes (core orbitals) ne complètes (core orbitals) ne se recouvrent pas avec les OA des autres atomes. Elles ne contribuent pas se recouvrent pas avec les OA des autres atomes. Elles ne contribuent pas
ou très peu à la formation des OM. Elles sont ou très peu à la formation des OM. Elles sont non liantesnon liantes. .
Les OM sont form
ées par combinaison des OA des électrons externes. Rappel: Les orbitales p pour lesquelles ml=0 sont appelées pZ. La fonction d'onde
est nulle sur tout le plan xy. Le plan xy est le plan nodal. Dans chaque lobe de l'OA est inscrit le signe de la fonction d'onde.Il existe 2 critères de combinaison:
critère d'énergieLes OA d'
énergie très éloignées ne se combinent pas. En général, les énergies des OA combin
ées diffèrent de moins de 10 eV. crit
ère de symétrieLe recouvrement S est nul entre des OA de types de sym étrie différents. Leur combinaison ne conduit à aucune liaison quelle que soit R.Le recouvrement est nul entre: une OA s d'un atome et une OA px ou py de l'autre atome une OA px d'un atome et une OA py ou pz de l'autre atome une OA py d'un atome et une OA px ou pz de l'autre atome2s 2s 2s 2s + + **
2s 2s2p2pzz 2pz2pz + + **
2pz2pz
2p2pxx , 2p , 2py y 2px2px + + **
2px2px etet 2py2py + + **
2py2py
3.1. Interaction axiale 2p-2p recouvrement
2pz ++
fig. Interférence des OA (ig. Interférence des OA (2p2pzz) ) (représentées shématiquement) de 2 atomesde 2 atomes
pour former une OM liante et une OM antiliante par recouvrement axialpour former une OM liante et une OM antiliante par recouvrement axial2pz ++Y2pz(A)
Les OA Les OA 2p2pzz sont le long de l'axe internucléaire z, et forment des OM sont le long de l'axe internucléaire z, et forment des OM 2pz2pz etet
2pz2pz de sym
étrie axiale.de symétrie axiale.YY2pz(B)
Y2pz(A)YY2pz(B)z
zRecouvrement < 0: Recouvrement < 0: (YA) . (YB) < 0 et2pz(A) . 2pz(B) < 0
(YA) . (YB) > 03.2. Interaction latérale 2p-2p recouvrement
2p 2pfig. Formation des OM fig. Formation des OM 2p2p lianteliante et et **2p 2p antiliante par recouvrement latéral antiliante par recouvrement latéral des O.A. repr
ésentées par leurs fonctions des O.A. représentées par leurs fonctions d'onde d'onde YY2px2px selon x. selon x.
Il y a de m
ême formation des OM Il y a de même formation des OM 2p 2p lianteliante et et **2p 2p antiliante par recouvrement latéral antiliante par recouvrement latéral des O.A. repr
ésentées par leurs fonctions des O.A. représentées par leurs fonctions d'onde d'onde YY2py2py selon y. selon y.