Le portail a été désactivé. Veuillez contacter l'administrateur de votre portail.

Fiche explicative de la leçon : Hybridation Chimie

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 (CH) 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 (𝜎) et pi (𝜋) 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 20e 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 (CHCOCN3). 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.

Définition : Orbitale atomique

Les orbitales atomiques sont des fonctions mathématiques qui décrivent l’emplacement et le comportement ondulatoire d’un électron dans un atome.

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 [He] 22sp, 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 sp qui forment toutes des liaisons équivalentes avec les électrons des orbitales 1s des atomes d’hydrogène adjacents.

Définition : Hybridation des orbitales

L’hybridation des orbitales est le concept de mélange des orbitales atomiques en de nouveaux et différents types d’orbitales hybrides.

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 2p. 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 sp qui ont toutes la même énergie et sont toutes également capables de former des liaisons covalentes.

Exemple 1: Comprendre comment les orbitales s et p fusionnent et forment des orbitales hybrides

Lors de la formation de liaisons chimiques, une hybridation peut se produire. Les orbitales atomiques fusionnent mathématiquement pour former des orbitales hybrides.

Quelles orbitales hybrides se forment lorsqu’une orbitale s et trois orbitales p s’hybrident ensembles?

  1. quatre orbitales sp
  2. deux orbitales sp
  3. quatre orbitales sp
  4. une orbitale sp
  5. trois orbitales sp

Réponse

Les orbitales s ont une forme sphérique et les orbitales p ont une forme d’haltères dont le plan est polarisé autour de l’un des trois axes de coordonnées cartésiennes. Les orbitales s et p sont très différentes, mais elles peuvent fusionner lors de réactions chimiques et former des orbitales hybrides qui ont des propriétés de liaison intéressantes. Les atomes de carbone ont la configuration électronique [He] 22sp, et les électrons de leurs sous-couches s et p peuvent fusionner et former quatre orbitales hybrides équivalentes sp au cours d’une réaction chimique. Le processus d’hybridation se produit lorsque l’un des électrons de la sous-couche 2s de l’atome de carbone de la liaison est promu (excité) dans une orbitale atomique vide 2p. L’atome de carbone de la liaison a alors quatre électrons célibataires dans quatre sous-couches orbitalaires. Ces sous-couches orbitalaires peuvent fusionner et former quatre orbitales liantes hybrides de type sp. L’option C résume correctement cette explication en formulant qu’une orbitale s et trois orbitales p peuvent toutes s’hybrider ensemble et produire quatre orbitales hybrides sp. Nous pouvons donc conclure que l’option C est la bonne réponse à cette question.

Nous pouvons affirmer que les quatre orbitales hybrides sp 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 sp ne forment pas un plan polarisé autour des trois axes cartésiens. Chaque lobe des quatre orbitales hybrides sp est dirigé vers les quatre sommets d’un tétraèdre. Il est également important de savoir que les lobes des orbitales sp 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 sp. 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 sp 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 (109,5) HCH. Le recouvrement axial des quatre orbitales liantes hybrides sp 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.

Définition : Liaison sigma (𝜎)

Les liaisons sigma sont des liaisons covalentes qui sont formées par le recouvrement axial ou de bout en bout de différents types d’orbitales liantes hybrides ou non hybrides.

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 sp et l’un des électrons de valence reste dans une orbitale atomique non hybridée 2p.

Les orbitales hybrides sp 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 2p se recouvrent entre elles latéralement et forment une liaison pi (liaison 𝜋) qui a un seul plan nodal qui coïncide avec le plan moléculaire des atomes d’hydrogène et de carbone.

Définition : Liaison pi (𝜋)

Les liaisons pi sont un type de liaison covalente qui est formée par un recouvrement latéral de deux orbitales adjacentes de la sous-couche p.

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?

  1. spd
  2. sp
  3. spd
  4. sp
  5. sp

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 CCC de 120. Chaque atome de carbone forme trois liaisons sigma carbone-carbone et il a un électron non hybridé 2p. Cette disposition et le nombre d’orbitales hybrides correspondent à l’hybridation sp. 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 𝜎 sont dans le même plan. Quelle région de l’espace occupe la liaison 𝜋 par rapport à la liaison centrale 𝜎 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 sp et l’un des électrons de valence de chaque atome reste dans une orbitale atomique non hybridée 2p. Le recouvrement latéral des orbitales atomiques non hybridées 2p forme une liaison pi (liaison 𝜋) 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 2p et 2p.

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 2p et 2p se chevauchent et elles font deux liaisons 𝜋 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 180. Les angles de liaison HCC et CCH dans l'éthyne sont de 180 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 (CHCOCN3). Le cyanure d’acétyle (pyruvonitrile) a une orbitale hybride sp de l’atome de carbone central qui est liée d’un côté à une orbitale hybride sp d’un atome de carbone, et de son autre côté à une orbitale hybride sp d’un atome de carbone. L’orbitale hybride sp de l’atome de carbone est liée à quatre autres atomes et les orbitales sp 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 𝑛+1, 𝑛 est l’exposant dans le terme d’hybridation d’orbitale sp.

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 (H2) et de fluorure d’hydrogène (HF). 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 2px remplies à moitié produit une liaison sigma de faible énergie dans les molécules de difluor (F2) et le recouvrement axial de deux orbitales atomiques 3px remplies à moitié produit une liaison sigma de faible énergie dans les molécules de dichlore (Cl2).

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 px et non par le recouvrement latéral de deux orbitales atomiques p. 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.

Exemple 4: Identifier ce qui est et ce qui n’est pas une liaison sigma (𝜎)

Une liaison sigma est créée par des combinaisons spécifiques de recouvrement d’orbitales atomiques. Lequel des évènements suivants n’entraîne pas la formation d’une liaison 𝜎?

  1. Une orbitale hybride sp recouvrant une autre orbitale hybride sp.
  2. Une orbitale s recouvrant une orbitale p.
  3. Une orbitale p recouvrant latéralement une autre orbitale p.
  4. Une orbitale s recouvrant une autre orbitale s.
  5. Une orbitale p recouvrant une autre orbitale p de bout en bout.

Réponse

Les liaisons sigma (𝜎) sont des liaisons covalentes qui se forment par le recouvrement axial ou de bout en bout de différents types d’orbitales liantes hybrides ou non hybridées. Les liaisons sigma peuvent se former suivant la combinaison de différentes type d’orbitales liantes hybrides et non hybridées, mais elles ne sont pas formées par le recouvrement latéral de deux orbitales atomiques adjacentes de type p. Le recouvrement latéral de deux orbitales atomiques adjacentes de type p produit une liaison pi (𝜋), au lieu d’une liaison sigma à symétrie cylindrique. Ces assertions sont conformes à l’option C. On peut donc conclure que C est la bonne réponse à cette question.

Le tableau suivant compare l'hybridation sp à l'hybridation sp 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.

NomNombre total des
orbitales hybridées
Nombre total des
orbitales non hybridées
Géometrie autour de l'
atome central
Angle de liaison autour de l'
atome central ()
spquatrezérotétraédrique109,5
sptroisUneplanaire trigonal120
spdeuxdeuxlinéaire180

Résumons ce que nous avons appris dans cette fiche explicative.

Points clés

  • La théorie de la liaison de valence peut être utilisée pour comprendre comment les orbitales liantes se recouvrent et forment des liaisons sigma (𝜎) et des liaisons pi (𝜋).
  • Les électrons de liaison d’un atome de carbone peuvent fusionner et former des orbitales hybrides sp qui peuvent se lier à d’autres électrons hybridés et non hybridés.
  • Les liaisons simple carbone-carbone (CC) sont formées par une liaison sigma, et les double liaisons (CC) ou triple liaisons (CC) sont formées par la combinaison d’une liaison sigma et d’une ou de deux liaisons pi.
  • La théorie de la liaison de valence peut être utilisée pour comprendre les caractéristiques de liaison de presque toutes les molécules, y compris les composés organiques de grande taille qui contiennent plusieurs atomes de carbone, et les molécules diatomiques simples qui ne contiennent que deux atomes du même élément.

Nagwa utilise des cookies pour vous garantir la meilleure expérience sur notre site. En savoir plus sur notre Politique de Confidentialité.