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Une orbitale antiliante (également appelée orbitale antiliante) est un type d’orbitale moléculaire caractérisée par un niveau d’énergie plus élevé et donc moins stable que les orbitales atomiques qui se sont combinées pour lui donner naissance. Pour cette raison, c’est une orbitale qui, en accueillant des électrons, rend la molécule moins stable et la liaison moins forte.
En fait, la présence d’électrons dans les orbitales antiliantes réduit l’ordre de liaison covalente entre deux atomes, et c’est de là que vient l' »anti » de l’antiliaison.
Pour mieux comprendre le concept d’orbitale antiliante, nous devons brièvement visiter la théorie des orbitales moléculaires, dans laquelle ce type d’orbitales est encadré.
théorie des orbitales moléculaires
Il existe plusieurs théories qui cherchent à expliquer les caractéristiques observées des liaisons chimiques . Les deux théories les plus répandues sont la théorie des liaisons de valence et la théorie des orbitales moléculaires. Ce dernier stipule que lorsque deux atomes sont chimiquement liés l’un à l’autre, leurs orbitales atomiques se combinent pour former un nouvel ensemble d’orbitales qui n’appartiennent plus à chaque atome séparément, mais plutôt à la molécule entière. En d’autres termes, un ensemble ou un ensemble d’orbitales moléculaires est formé.
En bref, tout comme les atomes ont des orbitales atomiques, les molécules, lorsqu’elles se forment, forment également des orbitales moléculaires dans lesquelles se répartissent tous les électrons des atomes qui composent la molécule. La manière dont les électrons remplissent ces orbitales moléculaires représente l’équivalent moléculaire de la configuration électronique des atomes et détermine en grande partie les propriétés des molécules.
Formation d’orbitales moléculaires
Les orbitales moléculaires sont formées par la combinaison linéaire d’orbitales atomiques. D’un point de vue mathématique, cela signifie qu’une orbitale moléculaire est représentée par une fonction d’onde qui est obtenue par la combinaison linéaire des fonctions d’onde des orbitales atomiques de deux atomes liés au moyen d’une liaison covalente.
De manière générale, plus les deux orbitales atomiques qui se combinent sont similaires en énergie, mieux elles se combineront, donc dans une molécule diatomique homonucléaire (formée de deux atomes du même élément), l’orbitale 1s d’un atome se combinera parfaitement avec les 1s orbitales de l’autre, puis les 2s se combineront avec les 2s, puis les 2p avec les 2p et ainsi de suite.
Orbitales moléculaires liantes et antiliantes
La mécanique quantique établit une série de règles qui dictent la manière dont les orbitales atomiques se combinent pour donner naissance à de nouvelles orbitales moléculaires. Pour commencer, ces règles stipulent que le nombre d’orbitales moléculaires formées doit toujours être égal au nombre d’orbitales atomiques combinées.
D’autre part, lorsque deux orbitales atomiques sont combinées, l’une des orbitales moléculaires formées a toujours une énergie inférieure et l’autre une énergie supérieure à celle des orbitales atomiques d’origine. En los casos en los que se combinan varios orbitales atómicos de un mismo subnivel (por ejemplo, tres orbitales po cinco orbitales d), se formarán también un número equivalente de orbitales moleculares, la mitad de ellos con menor energía y la otra mitad con mayor énergie. Cependant, la distribution d’énergie de ces orbitales peut être complexe, en fonction des atomes particuliers combinés, comme le montre la figure ci-dessous.
Dans les deux cas, placer des électrons dans les orbitales moléculaires les plus énergétiques déstabilise la molécule et affaiblit la liaison covalente entre les deux atomes. C’est-à-dire que l’ensemble d’orbitales moléculaires avec l’énergie la plus élevée formée en combinant des orbitales atomiques correspond aux orbitales moléculaires antiliantes. Ces orbitales sont identifiées en plaçant un astérisque en exposant devant le symbole orbital.
Orbitales anti-adhérentes et interférences destructives
Comme mentionné précédemment, la combinaison d’orbitales atomiques est une combinaison de fonctions d’onde. Cela signifie que l’orbitale moléculaire est, par essence, le résultat de l’interférence de deux ondes et, comme toujours dans ces cas, cette interférence peut être constructive ou destructive, selon que les deux ondes sont en phase ou non.
En ce sens, deux cas extrêmes peuvent se produire lors de la formation d’orbitales moléculaires :
- Que, entre les deux noyaux atomiques, les deux orbitales sont dans la même phase et qu’il y a donc une interférence constructive. Dans ce cas, on obtient une orbitale moléculaire dans laquelle les électrons ont une forte probabilité d’être entre les deux atomes, représentant ainsi une orbitale moléculaire de liaison.
- Que les deux orbitales atomiques sont en phases opposées, de sorte qu’une interférence destructive se produit avec la formation d’un nœud entre les deux noyaux (c’est-à-dire que la fonction d’onde devient nulle au point médian entre les deux noyaux). Dans ce cas, la probabilité d’obtenir un électron entre les deux atomes est nulle, donc ces orbitales représentent des orbitales moléculaires antiliantes .
Orbitales antiliantes σ (sigma) et π (pi)
La théorie des orbites moléculaires emprunte certains concepts à la théorie des liaisons de valence. Selon cette théorie, les orbitales peuvent se chevaucher frontalement lorsque les orbitales atomiques sont alignées le long de l’axe de liaison, ou latéralement, lorsque les orbitales atomiques sont orientées parallèlement. Selon la théorie des liaisons de valence, cela donne lieu à deux classes de liaisons chimiques, qui sont les liaisons σ (sigma) et les liaisons π (pi).
Du point de vue de la théorie des orbitales moléculaires, ce chevauchement est interprété comme la formation d’orbitales moléculaires σ et π. Cela signifie que, lorsqu’une molécule est formée, des orbitales moléculaires de liaison σ et π et des orbitales moléculaires antiliantes σ et π peuvent être formées. Les orbitales π antiliantes ne peuvent se former qu’entre les orbitales atomiques p, dof, mais pas entre les orbitales s.
Orbitales anti-liantes et ordre de liaison
L’une des raisons pour lesquelles les orbitales anti-liantes tirent leur nom est que le fait de placer des électrons dans ces orbitales affaiblit la liaison covalente entre deux atomes. Cela se produit parce que la présence de ces électrons réduit l’ordre des liaisons, qui représente le nombre de paires d’électrons effectivement partagés entre deux atomes liés. L’ordre des obligations peut être calculé à l’aide de l’équation suivante :
où et dans représente le nombre d’électrons dans les orbitales moléculaires liantes (électrons liants) et e * antienl représente le nombre d’électrons dans les orbitales antiliantes (électrons antiliants). Plus le nombre d’électrons anti-liants est élevé, plus l’ordre de liaison est faible.
Dans le cas où les deux nombres d’électrons sont égaux, l’ordre des liaisons est nul, de sorte que les atomes ne peuvent pas se lier les uns aux autres. C’est exactement ce qui se passe dans le cas des gaz nobles, dont les enveloppes électroniques sont complètement remplies, expliquant ainsi qu’il n’y ait pas de molécules d’hélium, de néon, d’argon, etc.
Illustration de la formation d’orbitales antiliantes
La figure ci-dessous montre la formation d’orbitales moléculaires lorsque deux atomes identiques de la deuxième période du tableau périodique se combinent pour former une molécule diatomique homonucléaire.
Comme on peut le voir, la combinaison de deux orbitales atomiques génère toujours deux orbitales moléculaires, donc si deux atomes avec des électrons dans 5 orbitales atomiques sont combinés, comme dans la figure précédente, un total de dix orbitales moléculaires seront produites. Comme on peut le voir, sur les dix orbitales moléculaires, trois sont des orbitales σ antiliantes tandis que 2 sont des orbitales π antiliantes. L’autre moitié sont des orbitales de liaison.
Pour illustrer ce qui précède, la formation de la molécule d’azote (N 2 ), de l’élément 7 du tableau périodique et d’un élément de la deuxième période sont présentés ci-dessous .
Dans cet exemple, la configuration électronique de la molécule est
Sur la base de cette configuration électronique, nous pouvons déterminer que l’ordre de cautionnement est :
Cela indique que la molécule d’azote est constituée de deux atomes de cet élément reliés entre eux par trois paires d’électrons ou, ce qui revient au même, par une triple liaison.
Les références
Atkins, P., & dePaula, J. (2010). Chimie physique (8e éd.). Éditorial médical panaméricain.
Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chimie (11e éd.). McGraw-Hill Interamericana de España SL
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