Chimie : le mystère et la merveille des orbitales hybrides

Le mystère et la merveille des orbitales hybrides

Chimie

  • Liaison et structure dans les composés covalents
  • Les composés covalents deviennent mystérieux
  • Le mystère et la merveille des orbitales hybrides
  • Dessiner des structures de Lewis
  • Structures de résonance
  • Théorie de la répulsion des paires d'électrons de Valence Shell (VSEPR)

Pour que les électrons se propagent à plus de 90 les uns des autres, nous devons proposer un nouveau modèle qui permet cela.



Jusqu'à présent, nous avons appris les formes et les énergies relatives des orbitales s, p, d et f. Cependant, lorsque les atomes forment des composés covalents, les orbitales atomiques sont insuffisantes car elles forcent les atomes liés à être trop proches les uns des autres. Comme on pouvait s'y attendre, les électrons dans les liaisons covalentes, comme c'est le cas des électrons partout, préfèrent être aussi éloignés que possible les uns des autres car ils se repoussent. Par la suite, toutes les orbitales d'un atome qui contiennent des électrons de valence se combinent pour former des « orbitales hybrides ».

Il est probablement plus facile de comprendre comment fonctionnent les orbitales hybrides en vous montrant un exemple. Jetons un coup d'œil au diagramme de remplissage orbital pour les électrons de valence sur le carbone (voir L'atome moderne pour en savoir plus sur les diagrammes de remplissage orbital).

Figure 10.3Le diagramme de remplissage orbital pour les électrons de valence sur le carbone.

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Comme vous pouvez le voir, sur les quatre orbitales de valence du carbone, une est remplie (2s), deux sont à moitié remplies (2p) et une est complètement vide. Cela peut être la configuration électronique d'un atome de carbone non lié, mais cela n'explique pas comment le carbone peut se lier quatre fois pour former du méthane. Après tout, chaque liaison covalente nécessite le chevauchement d'une orbitale contenant un électron de chaque atome. Si ce modèle était valide, nous n'aurions aucune liaison avec l'orbitale s car elle est déjà pleine, deux liaisons (une à partir de deux orbitales p) et une orbitale p complètement vide. En conséquence, le carbone ne pouvait se lier que deux fois, une conclusion qui ne correspond pas à la réalité.

Significations moléculaires

Orbitales hybrides sont formés en mélangeant ensemble deux ou plusieurs des orbitales les plus externes d'un atome. Le seul élément qui ne forme pas d'orbitales hybrides est l'hydrogène, car il n'a qu'une seule orbitale 1s.

Ce qui se passe réellement lorsque le carbone se lie de manière covalente avec d'autres éléments, c'est que ces quatre orbitales s et p dissemblables se mélangent les unes aux autres pour former quatre orbitales hybrides identiques. Les noms de ces nouvelles orbitales hybrides sont une combinaison des noms des quatre orbitales atomiques originales. Dans notre exemple, une orbitale s se combine avec trois orbitales p pour former quatre sp3orbitales :

Figure 10.4 Lorsque les orbitales se combinent pour former des orbitales hybrides, leurs formes et leurs énergies sont moyennées.

Comme vous pouvez le voir sur ce diagramme, la configuration orbitale hybridée du carbone laisse place à quatre liaisons covalentes, ce qui correspond bien aux quatre atomes d'hydrogène liés de manière covalente dans le méthane.

Comme nous l'avons mentionné dans The Modern Atom, les orbitales s sont sphériques et les orbitales p sont à des angles de 90 degrés les unes par rapport aux autres. En conséquence, les orbitales sp3 qui se forment lorsqu'une orbitale s et trois orbitales p se combinent seront disposées à un angle reflétant un mélange entre ces deux types d'orbitales (dans ce cas, 109,5):

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Le nombre d'orbitales hybrides qui se forment lorsqu'une molécule covalente se lie dépend du nombre de liaisons simples et de paires d'électrons non liés (paires isolées ou paires d'électrons non partagés) présentes dans la molécule. Les électrons dans les liaisons simples et les paires non liées existent dans les orbitales hybrides.

Les électrons dans les liaisons multiples existent dans ce qu'on appelle une « ?-orbitale » qui se forme lorsqu'une orbitale p non hybridée d'un atome chevauche une orbitale p non hybridée d'un autre atome. Voyons comment cela fonctionne dans l'oxygène, O2.

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Les électrons sur les atomes non liés sont situés dans les orbitales s, p, d et f. Les électrons dans les atomes qui ont formé des composés covalents existent dans des orbitales hybrides.

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Chaque atome d'oxygène dans O2a deux paires isolées d'électrons et une double liaison avec l'autre atome d'oxygène. La première des deux liaisons entre les deux atomes d'oxygène nécessite des orbitales hybrides (car toutes les liaisons simples nécessitent des orbitales hybrides), mais la seconde utilise l'orbitale p de rechange dans les deux atomes. En conséquence, une orbitale s se mélange à deux orbitales p pour former trois sp2orbitales.

Voyons à quoi ressemblent les orbitales de chaque atome d'oxygène.

Figure 10.7Les trois sp2les orbitales, qui contiennent la paire d'électrons isolée et les électrons partagés dans des liaisons simples, s'éloignent le plus possible l'une de l'autre, à 120 angles. Les orbitales p de chaque atome d'oxygène (non représentées) se chevauchent pour former la double liaison.

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Les trois sp2orbitales s'écartent le plus possible les unes des autres en raison de la répulsion des électrons. Les orbitales p, qui sont responsables de la double liaison, se chevauchent au-dessus et en dessous de la liaison.

Le tableau suivant illustre chaque type d'orbitale hybride qui existe couramment dans les composés covalents, ainsi que le nom et les angles de liaison de chaque orbitale et les noms de chaque forme moléculaire.

Orbitales chevauchantes non hybridées Nom de l'orbite hybride Angle de liaison Forme moléculaire
1s, 1p N.-É. 180 linéaire
1s, 2p N.-É.2 120 trigonale plane
1s, 3p N.-É.3 109,5 tétraédrique
1j, 1s, 3p dsp3 90, 120 bipyramidale trigonale
2j, 1s, 3p 2N.-É.3 90 octaédrique

En termes courants, les liaisons covalentes simples entre deux atomes sont appelées « liaisons sigma », ou ? obligations. Ces liaisons sigma sont créées par le chevauchement de deux orbitales hybrides. Chaque liaison multiple est appelée « liaison pi » ou « liaison ». Les liaisons Pi sont créées par le chevauchement d'orbitales p non hybridées. En utilisant le tableau précédent, chaque atome dans l'atome hybride sp ci-dessus a deux ? obligations et deux ? obligations.

Extrait de The Complete Idiot's Guide to Chemistry 2003 par Ian Guch. Tous droits réservés, y compris le droit de reproduction en tout ou en partie sous quelque forme que ce soit. Utilisé en accord avec Livres Alpha , membre de Penguin Group (USA) Inc.

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