Eh bien, considérez la délocalisation de la densité électronique. C’est à ce moment que la densité électronique est répartie autant que possible dans une molécule, de sorte que l’accumulation de charge minimale est présente dans une orbitale donnée.
Qui est décrit:
- collectivement par tous les contributeurs de résonance dans les structures de Lewis.
- collectivement par toutes les contributions individuelles des orbitales moléculaires dans les diagrammes des orbitales moléculaires.
(Il existe des différences subtiles entre celles-ci, mais celles-ci sont à peu près analogues pour la simplicité. Voir ici pour plus de détails.)
La localisation de la densité électronique en est l’absence.
C’est lorsque nous bourrons toute la densité électronique en quelques orbitales, au lieu de l’étaler, et cela n’arrive presque jamais vraiment dans une molécule réelle ou un système quantique (même s’il n’y a pas de résonance).
EXEMPLE AVEC DES STRUCTURES DE RÉSONANCE
Considérons le cation allylique isolé (ne réagissant pas), # »C » _3 « H » _5 ^(+) #.
- Les deux structures de gauche sont des contributeurs de résonance, chacune étant des représentations localisées de la vraie structure délocalisée.
- Les trois structures de droite sont chacune des représentations de la structure hybride de résonance, ou de la structure délocalisée.
La structure délocalisée est essentiellement décrite par une collection d’orbitales moléculaires de liaison.
EXEMPLE AVEC UN DIAGRAMME D’ORBITALE MOLÉCULAIRE
Considérons à nouveau le cation allyle dans un diagramme MO qui NE décrit QUE les électrons #bbpi# (c’est-à-dire les électrons qui seraient dans une liaison #pi# dans une double liaison localisée!), mais permet de participer aux réactions :
- Chacune des contributions orbitales au milieu est représentée localisée ; les orbitales atomiques qui se chevaucheraient sont représentées telles quelles (phase incluse).
- Chacune des orbitales à l’extrême droite (une par rangée) est représentée délocalisée; la densité électronique est autorisée à s’étaler de sorte que les orbitales moléculaires soient représentées avec une prise en compte complète des chevauchements, des nœuds et des phases.
Lorsque vous chevauchez #pi_1#, #pi_2# et #pi_3^ »* » # et que vous incorporez la contribution pondérée de ces états (pondérée selon les coefficients #c_i#), vous obtenez la combinaison linéaire des orbitales moléculaires:
#Psi_(« allyl » ^(+)) = c_1overbrace(pi_1) ^ »bonding » + c_2overbrace(pi_2) ^ »non lié » + c_3overbrace(pi_3^ »* ») ^ »antibonding » #
et #Psi_(« allyl » ^(+)) # alors décrit la distribution globale des états qui décrivent collectivement la réactivité du cation allylique.
En d’autres termes, #pi_1 # (qui donne #pi# électrons pour se lier), #pi_2 # (qui accepte les électrons pour se lier), et #pi_3 ^ »* » # (dans ce cas, il participera rarement) font tous quelque chose lorsque le cation allylique participe à une réaction chimique, car (s’il est occupé), ils existent en même temps.