lcao

[eurybie]

Bonjour, est ce que quelqu'un pourrait m'expliquer la méthode LCAO ? Parce que j'ai beau relire mon cours je comprends pas grand chose ... Comment l'ont sais que c'est une double liaison, liaison sigma, pi ? Comment sait on quand il y a hybridation ?

 

Edited September 22, 2020 by stabiloboss

[Fantôme]

Bonjour  , 

Alors, je peux te redétailler la théorie si tu veux : 

-   Pour remplir les diagrammes d'énergie : 

Deux orbitales atomiques donnent deux orbitales moléculaires : une liante, et une anti-liante

L'énergie de liaison nécessaire à l'orbitale moléculaire liante fait qu'elle est de plus basse énergie.

-   Du coup tu prends tes atomes: pour F2 (exemple du cours) :

Tu comptes les électrons de ton atome : 9 , et regarde leur répartition :  1s^2 , 2s^2, 2p^5.

Ensuite, on cherche à placer dans le diagramme seulement les électrons de valence : 2s^2 , 2p^5 ( donc 7 électrons)

-   Puis tu dessines ton diagramme vide :

Chaque "trait" équivaut à une orbitale atomique et peut accueillir deux électrons, donc un trait pour la couche s, et 3 pour la p .

-   Puis tu traces les orbitales moléculaires :

 Il faut alors apprendre leur disposition ( pour les p on à une sigma et deux pi), et les liantes à un niveau d'énergie inférieur aux anti liantes.

-   Ensuite tu comptes tous les électrons que tu dois placer : (14)

-   Puis tu remplis ton diagramme d'énergie , en commençant par les orbitales de plus faible énergie, et en suivant la règle de Hund : remplir un niveau d'énergie avant de compléter entièrement une case quantique.

-   Une fois que ton diagramme d'énergie est rempli, tu peux calculer l'ordre de liaison avec la formule du cours : 

OL= (électrons liants - antiliants) / 2

Tu comptes simplement sur ton diagramme , si OL = 1 tu as une liaison simple , et si = 2 , une liaison double.

-   Grace à cette théorie, tu peux savoir quel type de liaison va se faire entre les atomes d'une molécule,ou si l'association de certains atomes est impossible.

 

 

Pour ce qui est des liaisons pi ou sigma, c'est une partie du cours à apprendre, 

- un recouvrement axial donne une sigma 

- un recouvrement latéral va donner une liaison pi

et au niveau des orbitales atomiques, une s va donner une sigma, et une p va donner une sigma et deux pi.

 

Pour l'hybridation , c'est dans une autre théorie du coup , mais le principe c'est juste que pour que toutes les liaisons soient comparables ( une s et une p n'ont pas les mêmes propriétés ) , on "étale" les électrons pour remplir les cases quantiques nécessaires au nombre de liaison voulu, dans l'exemple du CH4 dans le cours, tu peux voir que dans la configuration originale, tu ne peux pas faire 4 liaisons, donc on réparti les électrons dans 4 cases (la p3 étant vide) , et pour harmoniser les orbitales , on considère qu'on à 4 OA hybridés sp^3 ( et non une S , et 3p ).

 

Ca t'aide à y voir plus clair ?

 

Ps: attention c'est de la chimie pas biochimie, ton sujet n'est pas au bon endroit  

Edited September 22, 2020 by R2019

[lea2002]

Salut , j'ai un peu les mêmes soucis j'ai du mal à comprendre le diagramme moléculaire, enfaite je comprends pas au sein de la couche p par exemple comme tu repartis tes électrons entre liants et anti liants  ( même en prenant en compte que l'on  distribue les électrons dans l'ordre croissant d'énergie et donc d'abord liants puis antiliants ) .... 

Par exemple on a une molécule de dioxygène : 

si on regarde la couche p , y'a 6 électrons liants ( repartis , sur 2 pi , et sigma) et 2 electrons anti liants ( repartis  sur , 2 pi different) 

je  comprends pas le remplissage des couches liantes et antiliantes.... 

 

en espérant que ma question est suffisament claire 

merci beaucoup !! 

 

[Fantôme]

Salut,

Je ne sais pas de quelle molécule tu parles, dis moi et j'essaierais de t'expliquer  

En attendant, je peux te réexpliquer le cas général :

 

Justement, tu répartis juste dans l'ordre croissant d'énergie:

- Tu commences en bas du diagramme, et pour suivre les règles de remplissage,

- Tu répartis tes électrons pour qu'ils occupent le plus d'orbitales de même niveau possible (donc un électron par orbitale d'abord),

- Puis quand tu as mis un électron sur chaque orbitale d'un même niveau, tu peux remplir ces orbitales et donc ajouter un deuxième électron( de spin opposé),

• parfois tu n'auras pas assez d'électrons pour remplir toutes les orbitales d'un niveau, certaines auront alors 1 électron, d'autres 2.
• A l'inverse, si il te reste des électrons, tu passes au niveau d'énergie supérieur et tu recommences avec les orbitales de plus haute énergie .

C'est un peu plus clair ?

Pour bien comprendre, il te faut dessiner le diagramme.

[eurybie]

Il y a 22 heures, R2019 a dit :

Bonjour  , 

Alors, je peux te redétailler la théorie si tu veux : 

-   Pour remplir les diagrammes d'énergie : 

Deux orbitales atomiques donnent deux orbitales moléculaires : une liante, et une anti-liante

L'énergie de liaison nécessaire à l'orbitale moléculaire liante fait qu'elle est de plus basse énergie.

-   Du coup tu prends tes atomes: pour F2 (exemple du cours) :

Tu comptes les électrons de ton atome : 9 , et regarde leur répartition :  1s^2 , 2s^2, 2p^5.

Ensuite, on cherche à placer dans le diagramme seulement les électrons de valence : 2s^2 , 2p^5 ( donc 7 électrons)

-   Puis tu dessines ton diagramme vide :

Chaque "trait" équivaut à une orbitale atomique et peut accueillir deux électrons, donc un trait pour la couche s, et 3 pour la p .

-   Puis tu traces les orbitales moléculaires :

 Il faut alors apprendre leur disposition ( pour les p on à une sigma et deux pi), et les liantes à un niveau d'énergie inférieur aux anti liantes.

-   Ensuite tu comptes tous les électrons que tu dois placer : (14)

-   Puis tu remplis ton diagramme d'énergie , en commençant par les orbitales de plus faible énergie, et en suivant la règle de Hund : remplir un niveau d'énergie avant de compléter entièrement une case quantique.

-   Une fois que ton diagramme d'énergie est rempli, tu peux calculer l'ordre de liaison avec la formule du cours : 

OL= (électrons liants - antiliants) / 2

Tu comptes simplement sur ton diagramme , si OL = 1 tu as une liaison simple , et si = 2 , une liaison double.

-   Grace à cette théorie, tu peux savoir quel type de liaison va se faire entre les atomes d'une molécule,ou si l'association de certains atomes est impossible.

 

 

Pour ce qui est des liaisons pi ou sigma, c'est une partie du cours à apprendre, 

- un recouvrement axial donne une sigma 

- un recouvrement latéral va donner une liaison pi

et au niveau des orbitales atomiques, une s va donner une sigma, et une p va donner une sigma et deux pi.

 

Pour l'hybridation , c'est dans une autre théorie du coup , mais le principe c'est juste que pour que toutes les liaisons soient comparables ( une s et une p n'ont pas les mêmes propriétés ) , on "étale" les électrons pour remplir les cases quantiques nécessaires au nombre de liaison voulu, dans l'exemple du CH4 dans le cours, tu peux voir que dans la configuration originale, tu ne peux pas faire 4 liaisons, donc on réparti les électrons dans 4 cases (la p3 étant vide) , et pour harmoniser les orbitales , on considère qu'on à 4 OA hybridés sp^3 ( et non une S , et 3p ).

 

Ca t'aide à y voir plus clair ?

 

Ps: attention c'est de la chimie pas biochimie, ton sujet n'est pas au bon endroit  

super merci beaucoup c'est super clair ! ça m'aide vraiment !!!

 

PS : Effectivement j'étais tellement déboussolée par ce cours que je me suis perdu dans le forum