Fiche explicative de la leçon: Hybridation Chimie • Deuxième secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre comment expliquer et identifier l’hybridation des orbitales atomiques.

Les orbitales atomiques des atomes peuvent fusionner et former des orbitales hybrides qui ont des formes et des structures complètement différentes de celles des orbitales atomiques ordinaires. Le concept de l’hybridation des orbitales a aidé les chimistes à comprendre pourquoi des molécules comme le méthane ont quatre liaisons covalentes carbone-hydrogène () bien que les atomes de carbone ne possèdent que deux électrons non appariés (électrons célibataires) dans la sous-couche p. Cela a également aidé les chimistes à comprendre pourquoi les liaisons carbone-carbone sont si différentes dans des molécules comme l’éthène et l’éthyne et pourquoi les géométries moléculaires semblent être inextricablement liées au nombre de liaisons carbone-carbone sigma () et pi () dans les composés organiques.

Linus Pauling a été le pionnier d’une grande partie des premiers travaux décrivant l’hybridation et le recouvrement de différents types d’orbitales liantes lorsqu’il a publié, dans la première moitié du 20^e siècle, des articles marquants sur le sujet de la théorie de la liaison de valence. Son travail décrit comment le concept des orbitales atomiques et des orbitales liantes hybrides peut être utilisé pour expliquer avec précision les caractéristiques des liaisons de presque toutes les molécules, y compris des molécules diatomiques simples telles que le dihydrogène et des composés organiques plus complexes tels que le cyanure d’acétyle (). Son travail est incroyablement intéressant, mais il est complexe, et il est important que nous comprenions d’abord les idées de base des orbitales atomiques avant d’essayer de comprendre comment les orbitales peuvent s’hybrider et former des liaisons avec d’autres atomes adjacents.

L’orbitale atomique la plus simple et d’énergie la plus basse est l’orbitale atomique 1s, et les orbitales de plus basse énergie suivantes sont les orbitales atomiques 2s et 2p. Les orbitales atomiques de type s ont une forme sphérique relativement simple, et chaque orbitale atomique de type p a une forme d’haltère intéressante qui constitue un plan polarisé autour de l’un des trois axes de coordonnées cartésiennes. Les atomes de carbone ont la configuration électronique [] , et il est raisonnable de supposer que les orbitales atomiques 2s et 2p ont des interactions différentes avec des atomes d’hydrogène liés de manière covalente dans des molécules comme le méthane, mais des données expérimentales suggèrent que ce n’est pas du tout le cas. Les électrons des sous-couches 2s et 2p ont tendance à se combiner et à former quatre orbitales liantes hybrides qui forment toutes des liaisons équivalentes avec les électrons des orbitales 1s des atomes d’hydrogène adjacents.

Le processus d’hybridation se produit lorsque l’un des deux électrons de la sous-couche 2s de l’atome de carbone de la liaison est promu (excité) dans une orbitale atomique vide . L’atome de carbone de la liaison a alors quatre électrons célibataires dans quatre orbitales de sous-couches qui peuvent fusionner et former quatre orbitales liantes hybrides de type qui ont toutes la même énergie et sont toutes également capables de former des liaisons covalentes.

Nous pouvons affirmer que les quatre orbitales hybrides ressemblent un peu aux orbitales atomiques 2p des atomes de carbone non liés car elles ont une apparence allongée similaire. Il est toutefois important de réaliser que les orbitales ne forment pas un plan polarisé autour des trois axes cartésiens. Chaque lobe des quatre orbitales hybrides est dirigé vers les quatre sommets d’un tétraèdre. Il est également important de savoir que les lobes des orbitales sont beaucoup plus grands que les lobes des orbitales atomiques 2p comparables. L’arrangement minimise les interactions électrostatiques répulsives entre les quatre électrons des orbitales liantes . Les atomes de carbone peuvent former des structures qui ont une faible énergie lorsqu’ils se lient à d’autres atomes adjacents.

Les orbitales hybrides peuvent se chevaucher avec l’électron célibataire de l’orbitale atomique 1s de quatre autres atomes d’hydrogène pour former une molécule de méthane qui possède quatre liaisons covalentes carbone-hydrogène équivalentes et quatre angles de liaison équivalents () . Le recouvrement axial des quatre orbitales liantes hybrides avec les quatre orbitales atomiques 1s produit quatre liaisons sigma à symétrie cylindrique. Le plan de la section transversale des liaisons sigma produira toujours un cercle de densité électronique s’il est pris à n’importe quel point de l’axe de la liaison interatomique carbone-hydrogène.

Les électrons excités des sous-couches s et p des atomes de carbone de la liaison ne forment parfois que trois orbitales liantes hybrides équivalentes et l’un des électrons de valence reste dans une orbitale atomique non hybridée .

Les orbitales hybrides peuvent alors former une combinaison de liaisons sigma carbone-carbone et carbone-hydrogène à symétrie cylindrique lorsqu’elles se recouvrent avec d’autres atomes adjacents. L’éthène est l’hydrocarbure mono-insaturé le plus simple. Il contient deux atomes de carbone et quatre atomes d’hydrogène.

Il y a une seule liaison sigma entre les deux atomes de carbone dans l’éthène, et chaque atome de carbone forme deux autres liaisons sigma avec des atomes d’hydrogène adjacents. Les orbitales atomiques non hybridées se recouvrent entre elles latéralement et forment une liaison pi (liaison ) qui a un seul plan nodal qui coïncide avec le plan moléculaire des atomes d’hydrogène et de carbone.

Exemple 2: Identifier l’hybridation des atomes de carbone dans une couche de graphène

En considérant la forme des unités individuelles qui composent la macromolécule sur le schéma, quel type d’hybridation se produit entre les atomes de carbone du graphène ? 

Réponse

Nous pouvons voir sur le schéma ci-dessus que le graphène est composé d’une série d’hexagones reliés entre eux. Les hexagones sont constitués d’atomes de carbone et ils ont des angles de liaison de . Chaque atome de carbone forme trois liaisons sigma carbone-carbone et il a un électron non hybridé . Cette disposition et le nombre d’orbitales hybrides correspondent à l’hybridation . Nous pouvons utiliser ces assertions pour déterminer que l’option B est la bonne réponse à cette question.

Exemple 3: Déterminer l’emplacement de la liaison Pi dans une molécule d’éthylène

Dans une molécule d’éthylène (éthène), les cinq liaisons sont dans le même plan. Quelle région de l’espace occupe la liaison par rapport à la liaison centrale dans une molécule d’éthène ? 

A.

B.

C.

D.

E.

Réponse

Les deux atomes de carbone d’une molécule d’éthène ont des orbitales hybrides et l’un des électrons de valence de chaque atome reste dans une orbitale atomique non hybridée . Le recouvrement latéral des orbitales atomiques non hybridées forme une liaison pi (liaison ) qui a un seul plan nodal qui coïncide avec le plan moléculaire des atomes d’hydrogène et de carbone. La densité électronique d’une liaison pi est scindé au-dessus et en-dessous de ce plan nodal comme le montre le schéma B. Nous pouvons utiliser ces assertions pour déterminer que l’option B est la bonne réponse à cette question.

Les électrons excités des sous-couches s et p des atomes de carbone de la liaison peuvent encore plus exceptionnellement former seulement deux orbitales liantes sp hybrides, tandis que les autres électrons de valence restent dans les orbitales atomiques non hybridées et .

L’éthyne (acétylène) contient une simple liaison sigma carbone-carbone qui est formée par le recouvrement de deux électrons d’orbitales hybrides sp. L’autre électron de l’orbital hybride sp de chaque atome de carbone est utilisé pour former une liaison covalente carbone-hydrogène. Les paires d'orbitales atomiques non hybridées et se chevauchent et elles font deux liaisons séparées qui sont perpendiculaires l’une à l’autre et parallèles à la liaison simple sigma carbone-carbone. On dit qu’il y a une triple liaison entre les deux atomes de carbone adjacents, car les atomes de carbone sont effectivement liés avec une liaison sigma et deux autres liaisons pi.

Les scientifiques constatent que l'hybridation sp fournit une géométrie linéaire avec un angle de liaison de . Les angles de liaison et dans l'éthyne sont de parce que les atomes de carbone à triple liaison sont tous deux dans un état d'hybridation sp.

Les électrons de liaison reliant les atomes de carbone peuvent former des orbitales hybrides lorsqu’ils se lient à d’autres atomes tels que l’oxygène ou l’azote. Le processus d’excitation d’un électron de l’orbitale atomique 2s est un moyen efficace pour optimiser les caractéristiques de liaison de tout atome de carbone, et les processus d’hybridation sp sont courants dans des molécules plus complexes comme le cyanure d’acétyle (). Le cyanure d’acétyle (pyruvonitrile) a une orbitale hybride de l’atome de carbone central qui est liée d’un côté à une orbitale hybride d’un atome de carbone, et de son autre côté à une orbitale hybride sp d’un atome de carbone. L’orbitale hybride de l’atome de carbone est liée à quatre autres atomes et les orbitales et sp des atomes de carbone sont liées à trois et deux autres atomes. Le nombre d’atomes qui vont venir en liaison dépend de l’état d’hybridation de tout atome de carbone et peut toujours être déterminé par , où est l’exposant dans le terme d’hybridation d’orbitale .

La théorie de la liaison de valence peut être appliquée de la même manière pour comprendre les caractéristiques de liaison de systèmes plus simples tels que les molécules diatomiques de dihydrogène () et de fluorure d’hydrogène (). La théorie de la liaison de valence suppose que la plupart des molécules diatomiques sont formées par le recouvrement axial ou de bout en bout de deux orbitales atomiques adjacentes. Le dihydrogène gazeux diatomique se forme lorsque deux orbitales atomiques 1s adjacentes se chevauchent et forment une simple liaison sigma de symétrie cylindrique. Le fluorure d’hydrogène se forme lorsque l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène recouvre l’orbitale atomique 2p d’un autre atome de fluor. La formation d’une liaison sigma n’implique pas nécessairement un recouvrement mettant en jeu des orbitales atomiques de type s. Certains des gaz halogènes sont formés lorsque deux orbitales atomiques de type p se recouvrent de bout en bout. Le recouvrement axial de deux orbitales atomiques remplies à moitié produit une liaison sigma de faible énergie dans les molécules de difluor () et le recouvrement axial de deux orbitales atomiques remplies à moitié produit une liaison sigma de faible énergie dans les molécules de dichlore ().

Il est important de comprendre ici que des liaisons sigma se sont formées dans les molécules diatomiques d’halogène par le recouvrement axial ou colinéaire de deux orbitales atomiques et non par le recouvrement latéral de deux orbitales atomiques . Les liaisons sigma peuvent se former suivant la combinaison de différentes type d’orbitales liantes hybrides et non hybridées, mais le recouvrement latéral de deux orbitales atomiques parallèles de type p produit toujours une liaison pi. L’image suivante montre comment certains types d’orbitales hybrides et non hybridées peuvent se recouvrir et former différents types de liaisons sigma.

Le tableau suivant compare l'hybridation à l'hybridation et l'hybridation sp. Il décrit le nombre d'orbitales hybridées et non hybridées, ainsi que la géométrie moléculaire et les angles de liaison. Il résume beaucoup d'informations sur l'hybridation des orbitales atomiques.

Résumons ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.