Modèles Théoriques de la Liaison Chimique

1. 📌 L'essentiel

• Orbitales moléculaires (OM) : combinaison linéaire des orbitales atomiques (OA) pour décrire la liaison.
• Nombre d’OM = nombre d’OA utilisées dans la construction.
• OM liante : stabilise la molécule, énergie plus basse ; OM anti-liante : déstabilise, énergie plus haute.
• Symétries OM : σ (sigma), π (pi), avec * pour notation anti-liante.
• Indice de liaison NL = ½(n - n*) : n = électrons dans OM liantes, n* = électrons dans OM anti-liante.
• La stabilité d’une molécule dépend de NL : NL > 0 stable, NL = 0 inexistante.
• Exemple H₂ : formation d’une OM σ(1s) liantes, NL = 1, énergie de liaison ≈ 432 kJ/mol, distance 74 pm.
• Hybridation du carbone : sp³, sp², sp, pour adapter l’orbitale à la géométrie.
• La théorie des OM explique aussi la paramagnétisme ouagnétisme des molécules.
• Limites : précise pour éléments lourds, systèmes conjugués, orbitales délocalisées.