Chimie

[MJcmoi]

Pour le qcm6 j y arrive  vraiment pas parce que j ai toujours du mal avec le diagramme j arrive pas à remplir pour la 2p jsp sa correspond à quoi  en haut je ne comprend pas si qulqu’Un peut m aider

https://ibb.co/Ngcj5jKW

[Aleksandra]

coucou, 

 

Je vais essayer de t'expliquer avec mes mots mais je vais suivre ton screen. 

 

Déjà, le diagramme des orbitales moléculaires va te permettre de visualiser la combinaison des orbitales atomiques : quand deux atomes s’unissent, leurs orbitales atomiques se combinent pour former des orbitales moléculaires (OM). Ainsi tu va pouvoir prédire la stabilité de tes obitales moléculaires grâce aux orbitales liantes et anti-liantes et comme ça tu sauras de quelle nature est la liaisons (sigma ou pi).

 

Donc pour ça il te faut savoir la configuration électronique des 2 atomes entre lesquelles tu vas avoir une liaison (ou plusieurs) qui va se former. Je reprends l'exemple du diapo. Ici la liaison est entre 2 O qui on une configuration 1s²2s²2p⁴. 

Ensuite tu trouve les électrons de valence (≠ des électrons célibataires) : ici c'est 2s²2p⁴. 

Puis tu transformes ça en orbitale atomique : 

 

Maintenant pour construire ton diagramme, tu positionnes la barre d'énergie à gauche qui montre vers le haut pour dire que plus on a de couches et de sous-couches et plus on est énergétique. 

Puis tu positionne à droite et à gauche, tes orbitales atomiques que tu as trouvé juste avant. 

Ici tu sais que tu as des orbitales s et p donc tu vas avoir pour chacun un nombre d'orbitales liantes et anti-liantes prédéfini et en plus pour chacun des types de liaisons.

  

remarque : dans le diapo du prof c'est pour la couche 2, mais pour la couche 1, tu as que la sous-couche s donc tu as que des orbitales sigma liantes et anti-liantes comme le bas de l'image si-dessus avec sigma (2s) 

 

Jusque là tu as ça, après tu mets tes orbitales atomiques et tu remplis les orbitales moléculaires avec des électrons de hauts en bas.  Tu obtiens ça : 

                        

Je t'ai entouré en jaune, les ortiales antiliante pi car tu dois mettre un électrons de chaque atome dedans car c'est plus stable. Quand tu arrives sur la même ligne avec plusieurs orbitales comme ici, tu mets d'adord un électron partout avant d'en mettre 2. Perso je fais avec des couleurs pour mieux savoir : tu va de haut en bas quand tu remplis, puis de gauche à droite en alternant la provenance des électrons (un coup de l'atome de gauche un coup de l'atome de droite). 

 

Voilà je sais pas si j'ai répondu à ta question mais si tu en as d'autres n'hésite pas !! 

Edited Sunday at 07:34 AM by Aleksandra

[ArthurD]

Salut ! je vais essayer de compléter la réponse de @Aleksandra en t’expliquant avec mes mots à quoi correspondent les orbitales. Deux atomes interagissent par l’intermédiaire de leurs atomes de couche externe ( valence ) ici il s’agit des électrons 2s ( qui en contient 2 ) et 2p ( qui en contient 4 ) pour former tes orbitales moléculaires.

 

Par ailleurs à chaque interaction entre 2 orbitales atomique va engendrer une orbitale liante ( basse en énergie ) et une anti liante ( haute en énergie ).

Son caractère pi ou sigma va lui dépendre de si ces orbitales atomiques se recouvrent en axiale (sigma) ou en latéral (pi) ( Il me semble qu’il y a un schéma pas mal dans ton cours sur les liaisons ). 

Pour répondre donc à ta question tes deux orbitales 2px et 2py ( liantes et anti liantes ) correspondent au recouvrement latéral des orbitales atomique 2px et 2py entre chaque atome d’oxygène ! 

 

J’espère que ce sera plus clair c’est pas évident à expliquer sans rentrer trop dans les détails n’hésite pas si tu as d’autres questions ! 

[MJcmoi]

Merci boubou c est très clair maintenant les deux explication sa me sauve vraiment merci