Chimie
Précédent
Suivant
3 ème cas de figure

Pour une symétrie de l'environnement identique, la répartition des électrons de l'ion de transition peut être différente.

Dans un certain nombre de cas, la théorie de la liaison de valence est simplement inadaptée. Prenons l'exemple de complexes formés à partir de l'ion métallique de configuration électronique .

Expérimentalement, il a été prouvé (entre autre par des mesures de magnétisme), qu'en environnement octaédrique, l'ion peut présenter 0 ou 4 électrons célibataires.

Exemple : [Co(H2O)6]^(3+) (0 électron célibataire)

Dans ce cas, le complexe ne présente aucun électron célibataire. Il est possible de rassembler les 6 électrons de par paires dans 3 orbitales . Les deux dernières orbitales restantes, qui vont être vides, vont pouvoir être hybridées avec les orbitales et , vides elles aussi. Les 6 orbitales hybrides obtenues vont pouvoir former 6 liaisons avec les 6 ligands. Cette hybridation est présentée, sur la figure ci-dessous.

Le complexe est formé en logeant les six doublets non-liants des six molécules d'eau dans les six orbitales de l'ion . On vérifie bien que dans ce complexe tous les électrons sont appariés.

Exemple : [Co(F)6]^(3-) (4 électrons célibataires)

Dans ce cas, le complexe présente 4 électrons célibataires. Il est donc impossible de rassembler les 6 électrons dans 3 orbitales . 4 orbitales sont simplement occupées, la dernière étant doublement occupée. Il n'y a donc plus aucune orbitale vide disponible pour former les 6 orbitales hybrides nécessaires à la formation du complexe. Ce cas est typiquement l'un de ceux pour lesquels la théorie de la liaison de valence trouve ses limites. Pour décrire ce type de complexe avec un grand nombre d'électrons célibataires, il est nécessaire d'utiliser les théories du champ cristallin ou des orbitales moléculaires.

Légende :
Apprendre
S'évaluer
S'exercer
Observer
Simuler
Réalisé avec Scenari (nouvelle fenêtre)