CHIMIE

Structure électronique des molécules
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COURS
L’existence du minimum de l’énergie globale de l’édifice n’est donc pas
due à un minimum de l’énergie électronique, mais à un compromis entre
la répulsion entre les deux noyaux et la stabilisation électronique.
Des résultats analogues sont obtenus pour la molécule de dihydrogène.
E(eV)
0
– 5,4
– 10,9
– 16,4
– 54,4
Eg
Edis
1
2 3 4 5 6 7 8 d12/a0
Doc. 14 Évolution de l’énergie globale E g et de l’énergie électronique E s
de l’ion H 2 + dans son état fondamental en fonction de d12/a 0 (d 12 étant la
distance qui sépare les deux noyaux d’hydrogène et a 0 étant le rayon de
Bohr).
3 Espèces de la deuxième période
Les éléments de la deuxième période disposent des orbitales de valence 2s et
2p (2p x , 2p y et 2p z). L’axe internucléaire A 1 – A 2 est pris comme axe Oz , son
sens positif étant orienté de A 1 vers A 2 .Les autres axes du repère cartésien lié
au référentiel des noyaux s’en déduisent.
3.1 Règles de construction des diagrammes
d’orbitales moléculaires
Cinq règles sont nécessaires lors de l’établissement, à partir des O.A. de
valence, des diagrammes d’orbitales moléculaires étudiés dans ce chapitre :
Règle 1 : Les O.A. qui interagissent doivent conduire à un recouvrement
maximum ; cela implique qu’elles doivent avoir la même symétrie par
rapport aux éléments de symétrie de la molécule.
Règle 2 : Les O.A. qui interagissent doivent avoir des énergies comparables.
Règle 3 : Le nombre d’O.M. formé est toujours égal au nombre d’O.A.
qui interagissent.
Règle 4 : La déstabilisation d’une O.M. antiliante est supérieure à la stabilisation
de l’O.M. liante associée.
Règle 5 : La position relative des O.M. dépend des énergies des O.A. de
départ.
E
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