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Théorie des orbitales moléculaires

Le cours expliqué simplement, les questions que tous les élèves se posent et des exercices type examen national. Programme marocain, gratuit.

📘 Fiche de cours

L'essentiel du cours

La théorie des orbitales moléculaires (OM) considère que les électrons appartiennent à la molécule entière.

Principe de construction : Les OM sont formées par combinaison linéaire des orbitales atomiques (CLOA).
Types d'OM :
- Liantes ( $\sigma, \pi$ ) : Énergie inférieure aux OA de départ (favorisent la liaison).
- Antiliantes ( $\sigma^*, \pi^*$ ) : Énergie supérieure aux OA (déstabilisent la liaison).
Règles de remplissage : Principe d'exclusion de Pauli, règle de Hund et règle de Klechkowski.
Indice de liaison (IL) : $IL = \frac{N_{liants} - N_{antiliants}}{2}$ . Si $IL=0$ , la molécule n'existe pas.

Méthodes à maîtriser

Tracer le diagramme énergétique pour les molécules diatomiques homonucléaires ( $O_2, N_2$ ).
Calculer l'indice de liaison pour prédire la stabilité.
Déterminer le caractère magnétique (paramagnétique si électrons célibataires).

Exemples corrigés

Exemple : Molécule de $H_2$

Configuration : $1s^1$ .
OM : $\sigma_{1s}^2$ . $IL = (2-0)/2 = 1$ . Molécule stable.

Erreurs fréquentes

Oublier de remplir les orbitales antiliantes.
Confondre l'ordre des niveaux d'énergie pour $O_2$ et $N_2$ (inversion des $\sigma_{2p}$ et $\pi_{2p}$ ).
Penser que $IL=0$ signifie une liaison faible, alors que cela signifie absence de liaison.

L'essentiel du cours

La théorie des orbitales moléculaires (OM) considère que les électrons appartiennent à la molécule entière.

Principe de construction : Les OM sont formées par combinaison linéaire des orbitales atomiques (CLOA).
Types d'OM :
- Liantes ($\sigma, \pi$) : Énergie inférieure aux OA de départ (favorisent la liaison).
- Antiliantes ($\sigma^, \pi^$) : Énergie supérieure aux OA (déstabilisent la liaison).
Règles de remplissage : Principe d'exclusion de Pauli, règle de Hund et règle de Klechkowski.
Indice de liaison (IL) : $IL = \frac{N_{liants} - N_{antiliants}}{2}$. Si $IL=0$, la molécule n'existe pas.

Méthodes à maîtriser

Tracer le diagramme énergétique pour les molécules diatomiques homonucléaires ($O_2, N_2$).
Calculer l'indice de liaison pour prédire la stabilité.
Déterminer le caractère magnétique (paramagnétique si électrons célibataires).

Exemples corrigés

Exemple : Molécule de $H_2$

Configuration : $1s^1$.
OM : $\sigma_{1s}^2$. $IL = (2-0)/2 = 1$. Molécule stable.

Erreurs fréquentes

Oublier de remplir les orbitales antiliantes.
Confondre l'ordre des niveaux d'énergie pour $O_2$ et $N_2$ (inversion des $\sigma_{2p}$ et $\pi_{2p}$).
Penser que $IL=0$ signifie une liaison faible, alors que cela signifie absence de liaison.

🌉 Jisr : les mots du chapitre FR ⇄ AR

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🎯 Théorie des orbitales moléculaires

1/4

Quel est l'indice de liaison de $He_2$ ?

❓ Questions fréquentes

C'est quoi la différence entre une orbitale liante et antiliante ?

L'orbitale liante résulte d'une interférence constructive des fonctions d'onde, ce qui augmente la densité électronique entre les noyaux.
L'orbitale antiliante résulte d'une interférence destructive, créant un plan nodal entre les noyaux, ce qui repousse ces derniers.

💡 À retenir : L'orbitale liante stabilise la molécule, l'antiliante la déstabilise.

Kifach n3ref wach l'atome paramagnétique wla diamagnétique ?

Remplis le diagramme des OM avec les électrons de valence.
Regarde s'il y a des électrons célibataires (seuls) dans les cases.
S'il y a au moins un électron seul, c'est paramagnétique. S'ils sont tous appariés, c'est diamagnétique.

💡 À retenir : Paramagnétique = attire le champ magnétique (électrons seuls).

Est-ce que la théorie OM remplace Lewis ?

Non, elles sont complémentaires. Lewis est simple pour la géométrie, mais OM explique mieux les propriétés magnétiques et les énergies de liaison.

💡 À retenir : OM est plus précise pour les molécules complexes.

Chno hiya "dégénérescence" f les orbitales ?

C'est quand plusieurs orbitales atomiques ou moléculaires ont exactement la même énergie. Par exemple, les trois orbitales $2p_x, 2p_y, 2p_z$ sont dégénérées.

💡 À retenir : Dégénéré = même niveau d'énergie.

C'est quand plusieurs orbitales atomiques ou moléculaires ont exactement la même énergie. Par exemple, les trois orbitales $2p_x, 2p_y, 2p_z$ sont dégénérées.

💡 À retenir : Dégénéré = même niveau d'énergie.

Kifach n7seb l'indice de liaison f chi molécule ?

Fais le diagramme OM.
Compte le nombre d'électrons dans les orbitales liantes ( $N_l$ ).
Compte le nombre d'électrons dans les orbitales antiliantes ( $N_a$ ).
Applique la formule : $IL = (N_l - N_a) / 2$ .

💡 À retenir : Plus l'IL est grand, plus la liaison est forte.

Fais le diagramme OM.
Compte le nombre d'électrons dans les orbitales liantes ($N_l$).
Compte le nombre d'électrons dans les orbitales antiliantes ($N_a$).
Applique la formule : $IL = (N_l - N_a) / 2$.

💡 À retenir : Plus l'IL est grand, plus la liaison est forte.

Pourquoi on inverse l'ordre des niveaux pour O2 et N2 ?

À cause de l'interaction entre les orbitales $2s$ et $2p$ . Pour $N_2$ (et plus léger), l'interaction est forte, ce qui fait monter le niveau $\sigma_{2p}$ au-dessus des $\pi_{2p}$ .

💡 À retenir : $N_2$ est une exception classique à retenir.

À cause de l'interaction entre les orbitales $2s$ et $2p$. Pour $N_2$ (et plus léger), l'interaction est forte, ce qui fait monter le niveau $\sigma_{2p}$ au-dessus des $\pi_{2p}$.

💡 À retenir : $N_2$ est une exception classique à retenir.

Est-ce que les électrons de cœur participent à la liaison ?

Généralement non, car ils sont trop proches du noyau. On se concentre sur les électrons de valence pour construire les OM.

💡 À retenir : Seuls les électrons de valence comptent pour la liaison.

Si l'indice de liaison est 0.5, est-ce que la molécule existe ?

Oui, elle existe mais elle est très instable. Par exemple, l'ion $H_2^+$ a un IL de 0.5.

💡 À retenir : $IL > 0$ signifie que la molécule peut exister.

Oui, elle existe mais elle est très instable. Par exemple, l'ion $H_2^+$ a un IL de 0.5.

💡 À retenir : $IL > 0$ signifie que la molécule peut exister.

Wach les orbitales antiliantes khasshom ykounou dima khawyin ?

Non, elles peuvent être remplies si on ajoute des électrons (ex: formation d'ions). Mais si elles sont remplies, elles annulent l'effet des orbitales liantes.

💡 À retenir : Remplir une antiliante fragilise la liaison.

C'est quoi un plan nodal ?

C'est une zone dans l'espace où la probabilité de trouver un électron est nulle. Il apparaît dans les orbitales antiliantes entre les noyaux.

💡 À retenir : Plan nodal = pas d'électron = répulsion.

Comment savoir si une molécule est plus stable qu'une autre ?

Compare leurs indices de liaison. Plus l'IL est élevé, plus la molécule est stable et courte.

💡 À retenir : Stabilité $\propto$ Indice de liaison.

Compare leurs indices de liaison. Plus l'IL est élevé, plus la molécule est stable et courte.

💡 À retenir : Stabilité $\propto$ Indice de liaison.

Est-ce que la théorie OM s'applique aux molécules hétéronucléaires (ex: CO) ?

Oui, mais le diagramme est plus complexe car les niveaux d'énergie des atomes ne sont pas les mêmes.

💡 À retenir : Les atomes les plus électronégatifs ont des orbitales plus basses en énergie.

✍️ Exercices type examen national

Exercice 1

On considère la molécule $O_2$ .

Établir le diagramme des orbitales moléculaires.
Calculer l'indice de liaison.
Expliquer son caractère magnétique.

Exercice 1

On considère la molécule $O_2$.

Établir le diagramme des orbitales moléculaires.
Calculer l'indice de liaison.
Expliquer son caractère magnétique.

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Exercice 2

Comparer la stabilité de $N_2$ et $N_2^+$ .

Exercice 2

Comparer la stabilité de $N_2$ et $N_2^+$.

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Exercice 3

Soit la molécule $F_2$ . Déterminer sa configuration électronique en OM.

Exercice 3

Soit la molécule $F_2$. Déterminer sa configuration électronique en OM.

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