Quelle est la théorie moléculaire orbitale?
La théorie moléculaire orbitale, ou théorie MO, est une méthode permettant d'expliquer la liaison entre atomes en termes de répartition des électrons autour d'une molécule plutôt que de la localisation autour des atomes, contrairement à la théorie de la liaison par valence ou théorie VB. Les électrons dans les atomes sont disposés en orbitales dans les sous-coquilles à l'intérieur des coquilles. En règle générale, ce sont les électrons présents dans les orbitales de la coque extérieure qui interviennent dans la liaison chimique, bien qu'il existe des exceptions à cette règle. Une orbitale peut contenir un maximum de deux électrons, qui doivent avoir des spins opposés. Dans la théorie des orbitales moléculaires, lorsque deux atomes forment une liaison chimique, les orbitales atomiques des électrons de liaison se combinent pour produire des orbitales moléculaires avec des règles similaires concernant le nombre et le spin des électrons.
Les électrons, comme toutes les particules subatomiques, peuvent se comporter comme des ondes. Au lieu d'occuper un point défini de l'espace à un moment donné, un électron est réparti sur toutes ses positions possibles autour du noyau de l'atome et sa position ne peut être exprimée qu'en termes de probabilité. Une équation développée par le physicien Erwin Schrodinger peut être utilisée pour déterminer la «fonction d'onde» d'une orbitale atomique, ce qui donne la probabilité de trouver un électron à différents endroits autour du noyau en termes de distribution de densité électronique. La théorie des orbitales moléculaires explique la liaison atomique en ajoutant les fonctions d'onde des orbitales atomiques impliquées dans la liaison afin de donner les fonctions d'onde pour les orbitales moléculaires renfermant la molécule entière.
Puisque l'équation de la fonction d'onde donne des valeurs positives et négatives, appelées phases, deux orbitales moléculaires sont produites. Dans le premier cas, les orbitales atomiques sont ajoutées en phase - positive à positive et négative à négative. Le deuxième type est celui où ils sont déphasés - négatif à positif et positif à négatif.
L'addition en phase donne une orbitale moléculaire dont la densité électronique est concentrée dans l'espace situé entre les noyaux, les rapprochant les uns des autres et donnant une configuration d'énergie inférieure à celle des deux orbitales atomiques d'origine combinées. Ceci est connu comme une orbitale de liaison. L'addition déphasée a pour résultat que la densité électronique est concentrée loin de l'espace entre les noyaux, les séparant davantage et produisant une configuration avec un niveau d'énergie supérieur à celui des orbitales atomiques. Ceci est connu comme une orbitale anti-liaison. Les électrons des orbitales atomiques impliquées dans la liaison préféreront remplir les orbitales moléculaires de liaison de plus basse énergie.
Pour déterminer la nature de la liaison entre deux atomes, l ’« ordre de liaison »est calculé comme suit: (électrons de liaison - électrons d’anti-liaison) / 2. Un ordre de liaison de zéro indique qu’aucune liaison n’aura lieu. En comparaison, un ordre de liaison de 1 indique une liaison simple, 2 et 3 indiquant des liaisons doubles et triples, respectivement.
Comme exemple très simple, la liaison de deux atomes d'hydrogène peut être décrite en termes de théorie moléculaire orbitale. Chaque atome a seulement un électron, normalement dans l'orbitale d'énergie la plus basse. Les fonctions d'onde de ces orbitales sont ajoutées, donnant une liaison et une orbitale anti-liaison. Les deux électrons vont remplir l'orbitale de liaison d'énergie inférieure, sans électrons dans l'orbitale d'anti-liaison. L'ordre des obligations est donc (2 - 0) / 2 = 1, ce qui donne une simple liaison. Ceci est en accord avec la théorie VB et avec l'observation.
L'interaction de deux atomes de l'élément suivant du tableau périodique, l'hélium, donne un résultat différent car il existe deux électrons dans une orbitale dans chaque atome d'hélium. Lorsque les fonctions d'onde sont ajoutées, une orbitale de liaison et une liaison anti-liaison sont produites, comme pour l'hydrogène. Cette fois, cependant, quatre électrons sont impliqués. Deux électrons vont remplir l'orbitale de liaison et les deux autres devront remplir l'orbitale d'anti-liaison de haute énergie. L'ordre de liaison est cette fois (2 - 2) / 2 = 0, donc aucune liaison n'aura lieu. Encore une fois, cela est en accord avec la théorie VB et avec l'observation: l'hélium ne forme pas de molécules.
La théorie des orbitales moléculaires prédit également correctement les liaisons doubles et triples des molécules d’oxygène et d’azote, respectivement. Dans la plupart des cas, la théorie de MO et la théorie de la liaison de valence sont en accord; cependant, le premier explique mieux les molécules où l'ordre de liaison se situe entre une simple et une double liaison et les propriétés magnétiques des molécules. Le principal inconvénient de la théorie des orbitales moléculaires est que, sauf dans des cas très simples tels que ceux décrits ci-dessus, les calculs sont beaucoup plus compliqués.