molécules et liaison chimique - cours, examens · 2018. 2. 15. · la liaison chimique la liaison...
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MolMoléécules et Liaison chimiquecules et Liaison chimique
Molécules et liaison chimique
La liaison dans HLa liaison dans H22
Le point de vue classique: lLe point de vue classique: l’’approche de deux atomes dapproche de deux atomes d’’hydroghydrogèènesnesH R HH R H ’ ’
xxHH22
-1,2
-1,1
-1
-0,90 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4R
2 H2 Hxxxx
xxxx
HH22
R(R(HH22))
ΔΔE= EnE= En(liaison)(liaison)
La liaison dans H2
Forces d'attraction: F= -e2
R2ep' + -e2
R2e'p Forces de répulsion: F= e2
R2ee' + e2
R2pp'
p
e
Hb
Rpep'
e'
Ha
Rp'e'R
p p'
e'
e
Rpp'
Re'p Re'e
HaHb
Rep'
Forces d ’attraction et de répulsion
La liaison ChimiqueLa liaison Chimique
HaHbLiant
Liant
antiliantantiliant
Comment caractériser la liaison chimique qui s'est formée?A cause du caractère ondulatoire, les électrons ne peuvent être localisés. La probabilitéde trouver les électrons entre les deux noyaux est plus grande que la probabilité detrouver les électrons au-delà des noyaux.La région entre les noyaux est lianteliante ; la région au-delà des noyaux est antilianteantiliante.
La liaison chimique est due à uneaugmentation de la concentration en augmentation de la concentration en éélectrons entre les noyauxlectrons entre les noyaux..
Schémas de la liaison H2
La liaison ioniqueLa liaison ionique
Saut de lSaut de l’é’électronlectronLiLi+ + FF --
2 atomes 2 atomes àà grande distance grande distance Li F Li F
Formation du lien ionique
La liaison ioniqueLa liaison ionique
RRééorganisation desorganisation des éélectrons danslectrons dansLiLi+ + FF --
Saut de lSaut de l ’é ’électronlectronLiLi+ + FF --
2 atomes 2 atomes àà grande distance grande distance Li F Li F
Réorganisation des électrons LiF
LL’’octet de Lewisoctet de Lewis
••La plupart des molLa plupart des moléécules stables ont un nombre pair dcules stables ont un nombre pair d ’é ’électronslectrons
••La plupart des molLa plupart des moléécules stables font apparacules stables font apparaîître un atome de latre un atome de laseconde (troisiseconde (troisièème) pme) péériode entourriode entouréé de 4 doublets de 4 doublets éélectroniqueslectroniques
DD ’ ’ooùù l l’’importance capitale du doublet importance capitale du doublet éélectronique de liaison.lectronique de liaison.
LEWIS observa que:LEWIS observa que:
DD ’ ’ooùù l l’’importance capitale de limportance capitale de l’’octetoctet••LL’’octet est aussi lioctet est aussi liéé àà la structure la structure éélectronique des lectronique des GAZ RARESGAZ RARES,,corps trcorps trèès peu rs peu rééactionnels.actionnels.
Une configuration électronique dont la couche externerenferme un octet d'électrons est particulièrement stable.
H2O, NH3, CH4, N2, HNO2, HNO3, H2SO4,…
En consEn consééquence, la rquence, la rèègle de lgle de l’’octet de Lewis dit que:octet de Lewis dit que:
L ’octet de Lewis
La liaison chimiqueLa liaison chimique
La liaison sLa liaison s’é’établit entre atomes pour leur permettre dtablit entre atomes pour leur permettre d’’adopter laadopter laconfiguration configuration éélectronique du gaz rarelectronique du gaz rareEt respecter ainsi la rEt respecter ainsi la rèègle de lgle de l ’ ’octet.octet.
Les liaisons se classent en diffLes liaisons se classent en difféérents types;rents types;
••La liaison ionique.La liaison ionique.
••La liaison covalenteLa liaison covalente
Les différentes liaisons chimiques
••La liaison mLa liaison méétallique.tallique.
polarispolarisééee
dative ou semi polairedative ou semi polaire
purepure
La liaison ioniqueLa liaison ionique
Na Na →→ Na Na++ + e + e- - cocoûût:EIt:EI RRéésultat: [Ne]sultat: [Ne] (+) (+)Cl Cl + e+ e- - →→ Cl Cl-- cocoûût: t: AAee RRéésultat: [sultat: [ArAr] (-)] (-)Na + Cl Na + Cl →→ Na Na++ + Cl + Cl- - →→ Na Na++ClCl- - Bilan?Bilan? [Ne][Ne]+ + [[ArAr]]--
Le Bilan sera favorable Le Bilan sera favorable àà la liaison si EI est petit et la liaison si EI est petit et Ae Ae grand.grand.c.c.àà.d pour des .d pour des ééllééments dments d ’é ’électronlectronéégativitgativitéé trtrèès diffs difféérente.rente.
La liaison ionique
Ces composCes composéés sont gs sont géénnééralement des ralement des solides ioniquessolides ioniques..
On y reviendra plus loin.
La liaison covalenteLa liaison covalente
H + H H + H →→ H H22
1s1s11 + 1s + 1s11 →→ σσ22(voir plus loin)H H →→ + +←← H H →→ H H H H →→ HHHH
F 2sF 2s22 2p 2p55 F 2s F 2s22 2p 2p55
FF FF
FF FFFF FF
Le mLe mêême raisonnementme raisonnementss’’applique applique àà Li Li22ou ou àà F F22
La liaison covalente
La structure de LEWIS des atomesLa structure de LEWIS des atomes
H Li Na H Li Na →→ ns ns11
Be Be Mg Mg →→ ns ns22
B Al B Al →→ nsns2 2 npnp11
C Si C Si →→ ns ns2 2 npnp22
N P N P →→ ns ns2 2 npnp33
F Cl F Cl →→ nsns2 2 npnp55
O S O S →→ ns ns2 2 npnp44
Ne Ne ArAr →→ ns ns2 2 npnp66
La structure de Lewis des atomes
La liaison chimique (suite).La liaison chimique (suite).
HH
HFHF
HH22OO
NHNH33
HHFF HHFF
OO HH
HH
NN HHHH
HH
OO HH
HH
NN HH
HH
HH
FF
OO
NN
La liaison covalente (suite)
Etat de Valence et PromotionEtat de Valence et Promotion
C C →→ ns ns1 1 npnp33
PromotionPromotion
Promotion vers un Promotion vers un éétat de valence (excittat de valence (excitéé))JustifiJustifiéé si le co si le coûût t éénergnergéétique de la promotion esttique de la promotion estrréécupcupéérréé par la formation de liaisons nouvelles. par la formation de liaisons nouvelles.Autres exemples:Autres exemples:
Cette molécule existe, mais n'est pas très stable. La forme stable estCHCH44. Elle suggère la disponibilité de quatre électrons non appariés
Les rLes rèègles prgles prééccéédentes suggdentes suggèèrent la formule molrent la formule molééculaire CHculaire CH22
Be Be Mg Mg →→ ns ns1 1 npnp11
B Al B Al →→ nsns1 1 npnp22
Etat de valence et promotion
La liaison covalente polarisLa liaison covalente polarisééee
La liaison est covalente pure dans HLa liaison est covalente pure dans H22, Cl, Cl22, F, F22, , …… Deux atomes de Deux atomes denature identique partagent nature identique partagent « é« équitablementquitablement » » les les éélectrons.lectrons.
La liaison entre deux atomes de nature diffLa liaison entre deux atomes de nature difféérente est covalenterente est covalentepolarispolariséée.e.La polarisation provient de la tendance dLa polarisation provient de la tendance d’’un des deux atomes un des deux atomes ààattirer attirer « « prprééfféérentiellementrentiellement » » les les éélectrons.lectrons.
L’électronégativité selon Pauling mesure la tendance qu'a unatome dans une molécule à attirer vers lui le nuage électronique.
La liaison covalente polarisée
+1 +1 rr -1 -1
Situation 100% IoniqueSituation 100% Ionique
1e1e- - perdu 1e1e- - transféré
La polaritLa polaritéé des liaisons des liaisons
Le moment dipolaire peut Le moment dipolaire peut êêtre mesurtre mesuréé et s et s’’exprime en Debye (D)exprime en Debye (D)Il mesure lIl mesure l’’ampleur du transfert ampleur du transfert éélectroniquelectronique
Comment mesurComment mesuréé le transfert d le transfert d’é’électrons ?lectrons ?
DDééfinition du moment dipolaire:finition du moment dipolaire: µ µ=q*r=q*r
q+ q+ rr q- q-
µµ=0=0ee--*r=0 *r=0 ⇒⇒ covalence covalence µµ=1=1ee--*r=r *r=r ⇒⇒ ionique ionique
Si r= 10-10m (1Å) et q=1e-, alors µ=4,8 D = 16 10-30 C.m
H H rr H H
Situation CovalenteSituation Covalente
q=0q=0 q=0q=0
Nbre d ’électrons transférés?
Pourcentage Ionique des liaisons.Pourcentage Ionique des liaisons.Liaison R(Å) µ(D) %ionique ∆XH-F 0,92 1,98 45 1,9H-Cl 1,28 1,03 17 0,9H-Br 1,43 0,78 11 0,7H-I 1,62 0,38 5 0,4H-O 0,96 1,51 33 1,4H-S 1,33 0,78 12 0,4H-N 1,01 1,30 27 0,9
Conclusion:Conclusion: La polarisation des liaisons chimiques est un phénomènecontinu et graduel. On passe de la covalente pure (0%), par la covalentepolarisée à la liaison ionique (placée arbitrairement à >50%)
Pourcentage ionique des liaisons
Les liaisons multiplesLes liaisons multiples
On parle de liaison multiple lorsque plusieurs paires On parle de liaison multiple lorsque plusieurs paires éélectroniques sontlectroniques sontpartagpartagéées par deux atomes.es par deux atomes. Quelques exemples classiques: Quelques exemples classiques: NN≡≡NN; H; H22CC=OO〉; H; H22C=CHC=CH22; HON=O; HON=O〉——
NN NN CCOO
HH
HH
CC
HH
HH
CC
HH
HH
NN NN OO CC
HH
HH
CC
HH
HH
CC
HH
HH
Les liaisons multiples
Les liaisons dativesLes liaisons dativesLorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à uneautre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet.
Une molécule « donne » unepaire électronique.
C ’est une liaison dative
H++ + + NN HH
HH
HH
NN HH
HH
HH
HH
++
NN HH
HH
HH
BB
HH
HH
HH ++ NN HH
HH
HH
BB
HH
HH
HH
Les liaisons datives
Les liaisons dativesLes liaisons dativesLorsqu’un atome d’une molécule ne satisfait pas l’octet, il peut se lier à uneautre molécule et former une nouvelle liaison qui l ’amènera à respecter l’octet.
Une molécule « donne » unepaire électronique.
C ’est une liaison dative
H++ + + NN HH
HH
HH
HHNN HH
HH
HH
++
NN HH
HH
HH
BB
HH
HH
HH ++ NN HH
HH
HH
BB
HH
HH
HH
Les liaisons datives
Les liaisons dativesLes liaisons datives
Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène,en passant par la formation d'un état de valence
NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO
Les liaisons datives
CO aussi prCO aussi préésente une liaison dative: sente une liaison dative: CC=OO〉 la formule «normale» nesatisfait pas l’octet. Dès lors, on préfèrera CC≡≡OO
Les liaisons dativesLes liaisons datives
Des composés présentent une liaison dative impliquant un oxygène,en passant par la formation d'un état de valence
NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO
Les liaisons datives
Les liaisons dativesLes liaisons datives
Les liaisons datives sont aussi appelées «semi-polaires»On peut faire figurer une charge formelle positive sur le donneur de lapaire électronique et une charge formelle négative sur l'accepteur.
NN HH
HH
HH
BB
HH
HH
HH NN
CHCH33
CHCH33
CHCH33 OO- +- + + -+ -
Les liaisons datives
Le nombre dLe nombre d’’oxydationoxydationLe nombre d'oxydation (N.O.) permet "d'attribuer" aux atomes d'unemolécule les électrons de liaison. Il indique l'importance de la perte oudu gain d'électrons de l'atome dans la molécule par rapport à l'atome libre
a) Lorsque la liaison est une liaison covalente pure, on attribue"totalement" un électron de liaison à chaque atome. Son nombred'oxydation est nul. « Le nombre d'oxydation des éléments est nul ».
b) Lorsque le composé est ionique, le transfert d'électrons est total.Le nombre d'oxydation est égal à la charge de l'ion, signe compris.
c) Dans toutes les autres liaisons, la paire d'électrons est complètementattribuée à l'atome le plus électronégatif.
Définition du nbre d’ oxydation
Le nombre dLe nombre d’’oxydationoxydationLes règles de calcul du nombre d'oxydation (N.O.).
1) Dans une molécule neutre, la somme des nombres d'oxydation deséléments est nul. Dans les ions, cette somme est égale à la charge.2) Le fluor, corps le plus électronégatif, a toujours un nombred'oxydation égal à -1 [mais 0 dans F[mais 0 dans F22].].
3) L'oxygène se trouve en général à l'étage -2 [sauf 0 dans O[sauf 0 dans O22; -1 dans; -1 dansles peroxydes (R-O-O-R') et liles peroxydes (R-O-O-R') et liéé au fluor] au fluor]
4) L'hydrogène a en général un N.O. de +1 [sauf dans les hydrures o[sauf dans les hydrures oùù il ilvaut -1 et dans la molvaut -1 et dans la moléécule Hcule H22 o oùù il est nul] il est nul]
5) Les nombres d'oxydation des éléments seront toujours comprisentre N et N-8 où N est le numéro du groupe auquel il appartient.
Régles de calculRégles de calcul
Le nombre dLe nombre d’’oxydationoxydationQuelques exemples:Quelques exemples:
HCl N.O.(H) = +1 N.O.(Cl) =-1
H2CO N.O.(H) = +1 N.O.(O)=-2 N.O.(C)+[2*(+1) + (-2)] = 0 ⇒ 0
H2SO4 N.O.(H) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(S)+[2*(+1) + 4*(-2)] = 0 ⇒ 6
ClO4- N.O.(O)=-2 N.O.(Cl)+[4*(-2)]= -1 ⇒ 7
NaNO3N.O.(Na) =+1 N.O.(O)=-2 N.O.(N)+[(+1) + 3*(-2)] = 0 ⇒ 5
Exemple du nombre d ’oxydation
Les limites du modLes limites du modèèle de LEWISle de LEWIS
2)Dans certains cas, il ne permet pas de trouver une formule unique.Pour SO2 faut il écrire: |O←S=O〉 ou 〈O=S→O|
1) Comment expliquer l’existence de PCl5, composé « hypervalent »au sens de l ’octet qui ne peut justifier que l’existence de PCl3
3) Le caractère paramagnétique de molécules telles que O2 ne s’expliquepas par le modèle de Lewis.
3) Seule une description quantique permet d'introduire ces particularités.
1) La promotion vers un état de valence du P (S,…)Solutions proposSolutions proposééeses::
2) Introduction du concept de résonance
Les limites du modèle de Lewis
1)1) L L’’hypervalencehypervalenceAu delà de la 2ème période, la présence de sous-couches 3d, 4d, …permet la promotion d’électrons de valence vers d’autres configurations
En conséquence,elles justifient l’existence des formules: PClPCl55; SF; SF44; SF; SF66……..
Mais aussi : 〈O=PCl3 ou |O←PCl3 ;; 〈O S O〉
|OH
|OH
S|OH
|OH
O||Oou
P: P: 3s3s223p3p33 →→ 3s 3s113p3p333d3d11
L’hypervalence
S: S: 3s3s223p3p44 →→ 3s 3s223p3p333d3d11 →→ 3s 3s113p3p333d3d22
2) La notion de r2) La notion de réésonancesonance
Lorsqu’une molécule est décrite par plusieurs formules de Lewis, aucunen’est adéquate. La structure réelle est intermédiaire entre celles-ci. On ditque ce sont des formules limites et que la structure réelle est unesuperposition pondérée de toutes ces formules, que la molécule rréésonnesonneentre toutes ses structures. On dOn dééfinit ainsi le concept de finit ainsi le concept de rréésonancesonance.
On relie les structures limites, ou formules de résonance, par la doubleflèche ↔, indiquant par là qu’il faut tenir compte de leur ensemble
Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O|
La notion de résonance
2) La notion de r2) La notion de réésonancesonance
Quelques exemples:Pour SO2 il faut écrire: |O←S=O〉 ↔ 〈O=S→O|
NO
OHO N
O
OHO HO N
O
Oou
CO
OO C
O
OOC
O
OO
La notion de résonance
2) La notion de r2) La notion de réésonancesonance
Un autre exemple: Le benzène C6H6
CH
CH
CHHC
HC
HC HC CH
CH
CHHC
HC
CH
CH
CHHC
HC
HC
ouou
On appelle On appelle éénergie de rnergie de réésonancesonance la diff la difféérence entre lrence entre l’é’énergienergiemesurmesuréée et le et l’é’énergie estimnergie estiméée e àà partir du nombre de liaisons doubles partir du nombre de liaisons doubleset simples.et simples.
La notion de résonance
La liaison dans HLa liaison dans H22
Le point de vue ondulatoire (quantique)Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculeculeLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molééculairesculaires
1s1s11 (A) et 1s (A) et 1s11 (B) (B) peuvent se combiner de 2 manipeuvent se combiner de 2 manièèresres
1s(A)1s(A) 1s(B)1s(B) 1s(A) + 1s(B)1s(A) + 1s(B) 1s(A) - 1s(B)1s(A) - 1s(B)
Renforcement de laRenforcement de laprpréésence sence éélectroniquelectronique
Disparition de la prDisparition de la préésencesenceéélectroniquelectronique
>0>0<0<0
=0=0
AntiliantAntiliantLiantLiant
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
La liaison dans HLa liaison dans H22 (suite) (suite)Le point de vue ondulatoire (quantique)Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculeculeLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molééculairesculaires
1s(A) + 1s(B)1s(A) + 1s(B) combinaison Liantecombinaison Liante σσ
1s(A) - 1s(B)1s(A) - 1s(B) combinaison combinaison AntilianteAntiliante σσ**
RR∞∞RReq
σσ
σσ**
1s(A)1s(A) 1s(B) 1s(B)
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
La liaison dans HLa liaison dans H22 (suite) (suite)Le point de vue ondulatoire (quantique)Le point de vue ondulatoire (quantique)
Les atomes Les atomes se combinent pour former une mol se combinent pour former une molééculeculeLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molLes orbitales atomiques se combinent en orbitales molééculairesculaires
1s(A) + 1s(B)1s(A) + 1s(B) combinaison Liantecombinaison Liante σσ
1s(A) - 1s(B)1s(A) - 1s(B) combinaison combinaison AntilianteAntiliante σσ**
RR∞∞RReq
σσ
σσ**
1s(A)1s(A) 1s(B) 1s(B)
→→ Configuration Configuration éélectronique: lectronique: σσ22
Le modèle ondulatoire de la liaison de H2
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la descriptionde la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.- La distribution électronique d'une molécule est décrite à partird'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitalesatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
Les orbitales Les orbitales « « ss » » et et « « pp » »
1s1s 2s2s
2p2pzz 2p2pxx 2p2pyy
Les orbitales S et P
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
- L'approche par la mécanique ondulatoire généralise la descriptionde la liaison covalente de H2 à l'étude de l'ensemble des molécules.- La distribution électronique d'une molécule est décrite à partird'orbitales moléculaires construites par combinaisons d'orbitalesatomiques
1) Choisir les orbitales atomiques associées aux diverses couches.Par exemple 1s, 2s, 2px, 2py, et 2pz.
Principe de construction:
par addition N[ χA + χB ] ou par soustraction N[ χA - χB ]
2) Combiner deux à deux les orbitales atomiques possédant les mêmesnombres quantiques: χA du premier atome avec χB du second atome,1s avec 1s, 2s avec 2s, 2px avec 2px, et ainsi de suite.Il existe deux combinaisons possibles:
Le modèles en couches des diatomiques
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
AA BB
ns(A) + ns(B)ns(A) + ns(B)
ns(A) - ns(B)ns(A) - ns(B)
σσ
σ∗σ∗
zz
xxyy
Le modèles en couches des diatomiques
npnpzz(A) + (A) + npnpzz(B)(B)
npnpzz (A) - (A) - npnpzz(B)(B)
σ∗σ∗
σσ
AA BBzz
xxyy
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
ππ
π∗π∗
npnpyy(A) + (A) + npnpyy(B)(B)
npnpyy (A) - (A) - npnpyy(B)(B)
AA BBzz
xxyy
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
AA BBzz
xxyy
ππnpnpxx(A) + (A) + npnpxx(B)(B)
π∗π∗npnpxx (A) - (A) - npnpxx(B)(B)
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
Le modèles en couches des diatomiques
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiques
SSééquence de lquence de l ’é ’énergie des orbitalesnergie des orbitales
1s(A)1s(A) 1s(B)1s(B)
σσ
σσ**
σσ**2s(A)2s(A) 2s(B)2s(B)
σσ
σσ2p(B)2p(B)2p(A)2p(A)
ππ**
ππ
σσ**
Le modèles en couches des diatomiques
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiquesConstruction des configurations Construction des configurations éélectroniques: Principe dlectroniques: Principe d’é’édificationdification
HH22 2e 2e-- →→ σσ1s1s22
HeHe22 4e 4e-- →→ σσ1s1s2 2 σσ1s1s
*2*2
LiLi22 6e 6e-- →→ ... ...σσ2s2s22
BB22 10e 10e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px1 1 ππ2py2py
11
BeBe22 8e 8e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2
CC22 12e 12e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py
22
NN22 14e 14e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py
2 2 σσ2pz2pz22
Nombre dNombre d’’ee-- de liaison de liaison
2 2 0 0 2 2 0 0 2 2 4 4 6 6
σσ1s1s
σσ1s1s**
σσ2s2s**
σσ2s2s
ππ2p2p**
ππ2p2p
σσ2p2p**
σσ2p2p
Le modèles en couches des diatomiques
3) Le mod3) Le modèèle en couches des diatomiquesle en couches des diatomiquesConstruction des configurations Construction des configurations éélectroniques: Principe dlectroniques: Principe d’é’édificationdification
HH22 2e 2e-- →→ σσ1s1s22
HeHe22 4e 4e-- →→ σσ1s1s2 2 σσ1s1s
*2*2
LiLi22 6e 6e-- →→ ... ...σσ2s2s22
BB22 10e 10e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px1 1 ππ2py2py
11
BeBe22 8e 8e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2
CC22 12e 12e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py
22
NN22 14e 14e-- →→ ... ...σσ2s2s2 2 σσ2s2s
*2*2ππ2px2px2 2 ππ2py2py
2 2 σσ2pz2pz22
Nombre dNombre d’’ee-- de liaison de liaison
2 2 0 0 2 2 0 0 2 2 4 4 6 6
σσ1s1s
σσ1s1s**
σσ2s2s**
σσ2s2s
ππ2p2p**
ππ2p2p
σσ2p2p**
σσ2p2p
OO22 16e 16e-- →→ …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px
2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px
*1 *1 ππ2py2py*1*1
FF22 18e 18e-- →→ …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px
2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px
*2 *2 ππ2py2py*2*2
NeNe22 20e 20e-- →→ …….σ.σ2pz2pz22ππ2px2px
2 2 ππ2py2py2 2 ππ2px2px
*2 *2 ππ2py2py*2*2σσ2pz2pz
*2*2
4 4 2 2 0 0
Le modèles en couches des diatomiques