Vidéo de la leçon: Hybridation Chimie

Transcription de la vidéo

Dans cette vidéo, nous allons découvrir l’hybridation. Nous allons apprendre comment les orbitales atomiques s’hybrident et comment identifier le type d’hybridation dans une molécule.

Avant d'aborder l’hybridation, il faut rappeler que les orbitales atomiques sont des fonctions mathématiques qui nous permettent de décrire les propriétés ondulatoires des électrons et des atomes. Nous ne pouvons pas décrire l’électron comme étant un point en orbite autour du noyau en raison de ses propriétés ondulatoires, qui sont décrites par la mécanique quantique. L’électron est donc plutôt semblable à un nuage qui s’étend dans l’espace autour du noyau de l’atome. La forme de ce nuage électronique est décrite par la fonction mathématique de l’orbitale atomique. Les orbitales atomiques ont des formes et des tailles différentes qui sont liées à l’énergie de l’électron.

Les orbitales s ont une forme sphérique, alors que les orbitales p ont plutôt une forme d’haltère et sont orientées autour de l’un des axes du système de coordonnées cartésiennes. Les orbitales peuvent également avoir d’autres formes et d'autres tailles. Toutefois, nous aborderons seulement les orbitales 1s, 2s et 2p dans cette vidéo.

Rappelez-vous que les chiffres situés devant le type d'orbitale nous indiquent le niveau d’énergie, alors que les lettres nous indiquent la forme de l'orbitale. Dans un atome, les électrons remplissent les orbitales par ordre croissant d’énergie. Ainsi, l’unique électron de l’atome d’hydrogène occupe une orbitale 1s. Une liaison covalente se forme lorsque cette orbitale 1s chevauche l’orbitale 1s d’un autre atome d’hydrogène. Chaque atome qui participe à cette liaison contribue un électron. De façon plus spécifique, cette liaison est appelée une liaison sigma et elle est souvent identifiée par la lettre minuscule grecque 𝜎. Des liaisons 𝜎 se forment lorsque les orbitales se chevauchent bout à bout.

Voyons maintenant si nous pouvons décrire la liaison dans une molécule légèrement plus complexe, comme le méthane, en utilisant le chevauchement des orbitales. Le méthane contient quatre liaisons covalentes carbone-hydrogène. Dans chacune de ces liaisons, l’un des électrons proviendra de l’orbitale 1s de l’atome d’hydrogène. L’autre électron doit provenir de l’un des électrons de valence du carbone, qui sont situés sur les orbitales atomiques 2s et 2p. Il semble donc que certaines liaisons dans le méthane doivent provenir du chevauchement de l’orbitale 2s du carbone et de l’orbitale 1s de l’hydrogène, alors que les autres liaisons proviennent du chevauchement de l’orbitale 2p du carbone et de l’orbitale 1s de l’hydrogène.

Les données expérimentales nous indiquent toutefois que les quatre liaisons carbone-hydrogène sont identiques. Ce modèle de chevauchement des orbitales que nous venons de proposer pour le méthane doit donc être inexact. Un autre phénomène doit se produire ici pour générer ces quatre liaisons carbone-hydrogène identiques.

Il s’avère que les orbitales atomiques se mélangent pour créer des orbitales hybrides qui ont des formes nouvelles et différentes. Ces nouvelles orbitales hybrides seront ensuite utilisées pour former les liaisons dans une molécule. Ce mélange n’est pas physique. Il s’agit plutôt d’un mélange mathématique des fonctions qui décrivent les orbitales atomiques.

Voyons comment fonctionne l’hybridation des orbitales en examinant à nouveau le carbone et le méthane. Voici la configuration électronique des électrons de valence du carbone. Le carbone possède des électrons de valence sur les orbitales atomiques 2s et 2p. La première étape de l’hybridation des orbitales implique la promotion d’un électron. Dans le cas du carbone, un électron 2s est promu sur une orbitale vide 2p, ce qui place le carbone dans un état excité. Le carbone a maintenant quatre électrons non appariés sur les orbitales 2s et 2p. Ces quatre électrons non appariés sur différentes orbitales sont mélangés pour créer quatre orbitales identiques de même énergie. Ces quatre orbitales identiques ne sont ni des orbitales s ni des orbitales p. Il s'agit plutôt d'orbitales hybrides sp3.

Ces orbitales hybrides sp3 ont une forme oblongue semblable à celle des orbitales p, mais elles ne sont pas orientées autour d’un axe cartésien comme le sont les orbitales p. Les orbitales hybrides sp3 sont plutôt orientées de façon à ce que chaque lobe pointe vers l'angle d’un tétraèdre.

Dans le cas du méthane, les orbitales hybrides sp3 du carbone peuvent chevaucher les orbitales 1s de l’hydrogène pour créer les quatre liaisons carbone-hydrogène identiques observées dans le méthane. En raison de la géométrie tétraédrique des orbitales hybrides sp3, tous les angles de liaison carbone-hydrogène dans le méthane sont de 109,5 degrés. Cet angle de liaison maximise la distance entre les paires d’électrons dans les liaisons, tout en minimisant les répulsions électrostatiques entre ces groupes d’électrons.

Voyons maintenant comment les orbitales s’hybrident dans une autre molécule, soit le trifluorure de bore. Voici la configuration électronique des électrons de valence du bore à l’état fondamental. Il y a des électrons sur l'orbitale 2s et sur l’une des orbitales atomiques 2p. Comme dans le cas précédent, l’un des électrons de l’orbitale 2s deviendra excité, ce qui le fera passer sur une orbitale 2p libre.

Il y a maintenant trois électrons non appariés sur les orbitales 2s et 2p, qui seront hybridées pour créer trois orbitales hybrides sp2 identiques. Les orbitales hybrides sp2 sont orientées de façon à ce que chaque lobe pointe vers l’un des angles d’un triangle. Les orbitales hybrides sp2 peuvent chevaucher les orbitales 2p du fluor qui ont un électron non apparié, ce qui forme trois liaisons bore-fluor identiques avec un angle de liaison de 120 degrés. Comme nous l’avons vu dans le cas du méthane, cet angle de liaison maximise la distance entre les électrons dans la liaison, tout en minimisant la répulsion électrostatique entre eux.

Examinons un dernier exemple d’hybridation des orbitales avec la molécule d’hydrure de béryllium. Nous allons encore une fois commencer avec la configuration électronique de base des électrons de valence du béryllium. Les deux électrons de valence du béryllium occupent une orbitale 2s. Étant donné que ces deux électrons sont appariés, le béryllium ne peut pas former une liaison avec l’hydrogène à moins de subir une hybridation. Encore une fois, ce processus débute avec la promotion de l’un de ces électrons 2s sur une orbitale 2p vide, ce qui place le béryllium dans un état excité. Les électrons non appariés sur les orbitales atomiques 2s et 2p sont hybridés, ce qui nous donne deux orbitales hybrides sp identiques, qui sont orientées avec leurs lobes pointant dans des directions opposées le long d’une ligne droite.

Lorsque les deux orbitales hybrides sp chevauchent l’orbitale 1s de l’hydrogène, il en résulte une molécule linéaire avec des angles de liaison de 180 degrés. Cet angle de liaison place les électrons impliqués aux deux côtés opposés dans la molécule, ce qui correspond à la distance maximale qu’ils peuvent être l'un de l'autre. Encore une fois, cette configuration minimisera les répulsions entre ces groupes d’électrons.

Avant d'aller plus loin, il convient de mentionner que cette première étape du processus d’hybridation dans laquelle un électron est promu nécessite de l’énergie. Toutefois, la quantité d’énergie nécessaire pour promouvoir un électron est bien inférieure à la quantité d’énergie dégagée lors de la formation des liaisons. Parfois, les orbitales atomiques ne sont pas toutes impliquées dans le processus d’hybridation, ce qui laisse certaines orbitales non hybrides. Nous pouvons constater ce phénomène dans la molécule d'éthène. Nous savons que l’éthène est une molécule plane avec des angles de liaison de 120 degrés, ce qui suggère une hybridation sp2.

Passons en revue le processus d’hybridation de l’un des atomes de carbone de l’éthène. Comme toujours, nous allons débuter avec les électrons de valence du carbone dans leur état fondamental. L’un des deux électrons 2s sera promu, ce qui placera le carbone dans un état excité. Les électrons non appariés dans les orbitales atomiques 2s et dans deux des orbitales atomiques 2p seront hybridés pour créer trois orbitales hybrides sp2. Toutefois, l’une des orbitales 2p restera non hybridée. Les orbitales sp2 de chaque carbone chevaucheront l’orbitale 1s d’un atome d’hydrogène pour former les quatre liaisons carbone-hydrogène présentes dans l’éthène. Les orbitales sp2 peuvent également se chevaucher pour former l’une des liaisons carbone-carbone.

L'autre liaison carbone-carbone sera formée à partir des orbitales 2p non hybrides. Ces orbitales se chevaucheront côte à côte pour former la deuxième liaison carbone-carbone. Cette liaison est très différente des autres liaisons que nous avons vues dans cette molécule et dans les autres molécules présentées dans cette vidéo, par exemple les liaisons carbone-hydrogène et les liaisons carbone-carbone. Les autres liaisons que nous avons étudiées impliquaient le chevauchement bout à bout des orbitales pour former des liaisons 𝜎, comme nous l’avons mentionné précédemment. Toutefois, cette liaison est plutôt formée par le chevauchement côte à côte des orbitales p adjacentes. Ce type de liaison s’appelle une liaison 𝜋.

La densité électronique d’une liaison 𝜋 est divisée en haut et en bas de la molécule avec un plan notable ou une région sans densité électronique dans le plan des atomes de carbone et d’hydrogène. Chaque fois que nous avons une molécule avec une liaison double, l'une est une liaison 𝜎 alors que l’autre est une liaison 𝜋.

Nous pouvons constater un phénomène très similaire dans la molécule d'éthyne. Cette molécule linéaire suggère une hybridation sp. Lorsque les orbitales atomiques d’un carbone et de l'éthyne sont hybridés, nous nous retrouvons avec deux électrons sur des orbitales hybrides sp et deux électrons sur des orbitales 2p non hybrides. Les orbitales hybrides sp chevauchent les orbitales 1s de l’hydrogène pour former des liaisons carbone-hydrogène. Les orbitales hybrides sp de chaque carbone se chevauchent pour former l’une des liaisons carbone-carbone. Ces trois liaisons sont toutes des liaisons 𝜎. Les deux autres liaisons carbone-carbone sont des liaisons 𝜋 formées à partir des deux orbitales 2p non hybridées. Les liaisons triples, comme celle présente dans l’éthyne, sont formées d’une liaison 𝜎 et de deux liaisons 𝜋.

Nous en avons beaucoup appris sur l’hybridation jusqu'à présent. Essayons maintenant de résoudre quelques problèmes.

Lors de la formation des liaisons chimiques, une hybridation peut se produire. Les orbitales atomiques fusionnent de façon mathématique pour former des orbitales hybrides. Quelles orbitales hybrides se forment lorsqu'une orbitale s et que trois orbitales p sont toutes hybridées ? (A) quatre orbitales sp2, (B) deux orbitales sp2, (C) quatre orbitales sp3, (D) une orbitale sp3 ou (E) trois orbitales sp3.

Comme l’indique la question, l’hybridation se produit lorsque les fonctions mathématiques décrites par les orbitales atomiques sont mélangées pour former des orbitales hybrides. Ces orbitales hybrides ont des formes nouvelles et différentes. Supposons que nous avons des électrons sur les orbitales s et p. Le processus d’hybridation commence lorsque l’un des électrons d’une orbitale s est promu sur une orbitale p vide. Ces quatre électrons non appariés, un sur l'orbitale s et trois sur l'orbitale p, fusionneront pour créer quatre orbitales hybrides sp3 identiques.

Nous pouvons commencer avec un nombre différent d’électrons non appariés pour créer différents types d’orbitales hybrides. Les électrons non appariés sur les orbitales 1s et 2p s’hybrident pour nous donner trois orbitales sp2. De plus, les électrons non appariés sur les orbitales 1s et 1p s’hybrident pour nous donner deux orbitales sp. Cette question vise à déterminer quelles orbitales hybrides sont formées lorsque les orbitales 1s et 3p s’hybrident. Comme nous venons de le mentionner, nous obtiendrons quatre orbitales sp3, ce qui correspond au choix de réponse (C).

Une liaison 𝜎 est formée lorsque des combinaisons spécifiques d’orbitales atomiques se chevauchent. Laquelle des situations suivantes n’entraîne pas la formation d’une liaison 𝜎 ? (A) une orbitale hybride sp chevauchant une autre orbitale hybride sp, (B) une orbitale s chevauchant une orbitale p, (C) une orbitale p chevauchant une autre orbitale p côte à côte, (D) une orbitale s chevauchant une autre orbitale s ou (E) une orbitale p chevauchant une autre orbitale p bout à bout.

Les liaisons sigma, souvent désignées par la lettre grecque minuscule, sont formées par le chevauchement bout à bout des orbitales. Les deux orbitales qui se chevauchent sont peu importantes à condition qu’elles se chevauchent bout à bout. Un chevauchement de deux orbitales s ou d'une orbitale s avec une orbitale p peut former une liaison 𝜎. Une liaison 𝜎 résulte du chevauchement d'une orbitale s avec n'importe quelle orbitale hybride. Les liaisons 𝜎 résultent également du chevauchement bout à bout des orbitales p ou du chevauchement d’une orbitale p avec n'importe quelle orbitale hybride. Les orbitales hybrides peuvent également se chevaucher bout à bout entre elles.

Toute combinaison de deux orbitales qui se chevauchent bout à bout formera une liaison 𝜎. Toutefois, si nous avons deux orbitales se chevauchant côte à côte, comme ces deux orbitales p, la liaison qui en résulte sera une liaison 𝜋, pas une liaison 𝜎. Par conséquent, le choix de réponse (C), soit une orbitale p chevauchant une autre orbitale p côte à côte, entraînera la formation d’une liaison 𝜋 et non pas d'une liaison 𝜎. Il s'agit donc de la bonne réponse.

Terminons maintenant cette vidéo en récapitulant les points qui sont vraiment importants. Les orbitales atomiques fusionnent pour former des orbitales hybrides. Les liaisons 𝜎 sont formées par le chevauchement bout à bout des orbitales, tandis que les liaisons 𝜋 sont formées par le chevauchement côte à côte des orbitales p adjacentes. Les liaisons simples sont composées d’une liaison 𝜎. Les liaisons doubles sont composées d’une liaison 𝜎 et d’une liaison 𝜋. Finalement, les liaisons triples sont composées d’une liaison 𝜎 et de deux liaisons 𝜋.