Diagramme d'énergie de la double liaison C=O.

L'auteur de ce sujet a trouvé une solution à son problème.
Auteur du sujet

Bonjour à tous,

J'ai des questions par rapport aux orbitales. J'ai pas super bien capté les diagrammes d'énergies pour les liaisons. J'ai eu dans mon cours celui de la liaison C=O (voir ici: http://cl.ly/2c2x3l0O3I3c ). Tout d'abord: je ne comprends pas cette manière de représenter les orbitales: ces espèces de "queues", j'ai jamais vu… Auriez-vous un document qui résume ce genre de notations ? Après je vous propose de dire ce que je pense avoir compris et si c'est faux vous m'arrêtez: - comme dans une liaison C=O le carbone est hybridé sp2 , c'est pour cela qu'on a cette orbitale ; de même pour l'oxygène. Ces deux orbitales vont s'allier pour former l'orbitale sigma de la double liaison C=O. - étant donné qu'on a une double liaison, on a aussi deux orbitales pi formées à partir des 2 orbitales p.

Ce que je ne comprends clairement pas: - comment on sait comment d'électrons mettre dans les orbitales des C et O ? Je pensais que c'était par rapport à leur structure électronique mais sinon il y en aurait beaucoup plus. Je pensais aussi qu'on devait avoir de px, py et pz mais visiblement elles ne sont pas marquées (pourquoi?). - Que représentent les énergies ${E_{{\pi _1}}}$ et ${E_{{\pi _2}}}$ ? Pourquoi on a pas fait pareil pour la sigma ? - Dernière chose, quelle est l'orbitale tout au dessus ? (juste au dessus la sigma anti-liante de C=O).

Désolé si mes questions peuvent paraître très stupides mais j'aimerais bien comprendre les choses :)

Merci d'avance!

+0 -0

Cette réponse a aidé l'auteur du sujet

Salut !

Reprenons depuis le début. On étudie le cas d'une liaison C=O. L'oxygène (1s2 2s2 2s4) compte 6 électrons de valence : comme il a deux doublets non-liants, il peut impliquer seulement 2 électrons dans la liaison. Le carbone (1s2 2s2 2p2) a 4 électrons de valence mais, conjointement à cette liaison, il fait aussi des liaisons avec deux autres atomes, pour respecter la règle de l'octet. Du coup, il ne peut engager que 2 électrons dans la liaison. Et, com me tu l'as dit, C et O sont hybridés sp2. En résumé :

Orbitales

Par ailleurs, comme l'oxygène est plus électronégatif que le carbone, son niveau d'énergie est inférieur à celui du carbone. L'écart d'énergie entre l'orbitale p et celle π (${E_{{\pi _1}}}$) est donc plus petit que pour le carbone(${E_{{\pi _2}}}$). Après je ne sais pas pourquoi on n'a pas fait la même chose pour la sigma.
Comme tu le sais, on répartit ensuite les électrons de haut en bas, commençant donc par les orbitales de moindre énergie. La sigma est donc remplie, et celle p aussi. L'ordre de liaison est donc de 2, donc tout va bien ^^ .

Quant à cette manière de représenter des orbitales, de mon côté, je l'ai toujours utilisée. Mais je ne sais pas non plus ce que signifie la patate tout en haut du schéma

Édité par Dwayn

90% of teens today would die if Facebook was completely destroyed. If you are one of the 10% that would be laughing, copy and paste this to your signature.

+0 -0
Auteur du sujet

Merci! C'est un peu plus clair mais au niveau des électrons ce que je ne comprends pas c'est le nombre d'électrons qu'on doit mettre dans les cases de chaque atomes. Par exemple, pourquoi pour l'oxygène on a mis 2 électrons dans la sp2 et un dans la p alors que suivant ton schéma on voit qu'il y aurait 5 électrons dans la sp2 et un dans la p ? Je pense que c'est une erreur dans mon diagramme mais je veux en être sûr. En gros on "néglige" les doublets et on met seulement les électrons libres?

+0 -0

Cette réponse a aidé l'auteur du sujet

Oui, c'est ça : on ne prends en compte que les électrons qui peuvent être impliqués dans la liaison, c'est-à-dire tous sauf ceux des doublets non-liants et des autres liaisons (en vert sur le schéma). Du coup, comme en retranche les cases en vert, il reste 2 électrons dans des orbitales sp2 pour le carbone et 1 de sp2 + 1 p pour l'oxygène. Donc oui, il y a un électron de trop dans ton diagramme, du côté de l'oxygène. Sinon l'ordre de liaison ne serait pas entier.

Correspondance cases quantiques - graphique

Finalement, si on refait le diagramme au propre (sans les patates ;) ), on obtient :

Diagramme orbitalaire

Par rapport au remplissage des cases quantiques en tant que tel, je ne peux que te rappeler les règles de Pauli et celles de Hund.

EDIT : Finalement je crois avoir compris la signification de l'orbitale tout en haut. Et comme j'ai la flemme de rédiger, voici une image :

Édité par Dwayn

90% of teens today would die if Facebook was completely destroyed. If you are one of the 10% that would be laughing, copy and paste this to your signature.

+0 -0
Auteur du sujet

Merci beaucoup Dwayn !! C'est enfin clair !! :D Puisque tu as évoqué l'ordre de liaison; je pensais que tant qu'il n'était pas nul (même s'il n'est pas entier) la liaison (molécule) pourrait exister. C'est faux donc ? L'ordre de liaison doit absolument être entier?

+0 -0

Eh bien je croyais que oui, mais Wiki m'a détrompé. Voici ce que dit notre brave encyclopédie :

Dans une approche plus complexe de la liaison chimique, l'ordre de liaison n'est plus nécessairement un entier. Ainsi, dans la molécule de benzène ou une orbitale moléculaire délocalisée contient 6 électrons π au delà des 6 atomes de carbone, et les liaison entre ceux-ci ne sont plus simple ou double (ordre 1 ou 2), les électrons π étant partagées par toute la molécule, chaque paire d'atomes de carbone se partageant une demi-liaison π, plus une liaison σ donnant à la liaison un ordre de liaison de 1,5.

Après coup, c'est logique, puisque les électrons n'occupent plus une place précise lors de l'aromaticité.

P.S. : donc le sujet peut être marqué comme résolu ?

Édité par Dwayn

90% of teens today would die if Facebook was completely destroyed. If you are one of the 10% that would be laughing, copy and paste this to your signature.

+1 -0
Vous devez être connecté pour pouvoir poster un message.
Connexion

Pas encore inscrit ?

Créez un compte en une minute pour profiter pleinement de toutes les fonctionnalités de Zeste de Savoir. Ici, tout est gratuit et sans publicité.
Créer un compte