Hybridation

Méthane : hybridation sp ³

Le composé organique le plus simple est la molécule de méthane, qui contient un atome de carbone. Sa couche de valence a quatre électrons, elle est donc capable de produire quatre liaisons, et dans une molécule de méthane – avec quatre atomes d’hydrogène. Initialement, on supposait qu’en raison de l’utilisation de deux types d’orbitales (2s et 2p) lors de la formation des liaisons, le méthane avait deux types différents de liaisons CH. Cependant, d’autres recherches ont révélé une très forte probabilité que, malgré ces hypothèses, chaque liaison CH existant dans le méthane soit identique et spatialement dirigée vers les coins d’un tétraèdre régulier. C’est Linus Pauling qui a répondu à la question pourquoi il en est ainsi. Il a prouvé mathématiquement comment l’hybridation, c’est-à-dire le mélange d’une orbitale s avec trois orbitales p, est possible. Cela provoque la formation de quatre orbitales atomiques équivalentes dont la géométrie spatiale a la forme d’un tétraèdre. Ce type d’hybridation est appelé sp ³ . Le simple terme «hybridation» explique logiquement comment exactement différentes orbitales se mélangent les unes aux autres, mais il ne répond pas à la question de savoir pourquoi de telles transformations se produisent réellement. Cependant, cela peut aussi s’expliquer. Lorsqu’une orbitale s s’hybride, elle se mélange avec trois orbitales p, et les orbitales hybridées résultantes ne sont pas disposées symétriquement par rapport au noyau. C’est parce que l’orbitale sp ³ créée s’avère avoir une boucle plus petite et une boucle plus grande. Ce dernier, étant beaucoup plus grand, chevauche considérablement mieux l’orbitale d’un autre atome lors de la formation de la liaison. En conséquence, les orbitales ou un tel hybride sp ³ créent des liaisons beaucoup plus fortes par rapport aux orbitales s et p non hybridées.

Le mécanisme d’hybridation sp ³

Les orbitales sp ³ présentent une asymétrie liée à l’équation d’onde définissant les orbitales p ; en conséquence, les deux boucles ont des signes opposés : plus et moins. En raison de cette caractéristique et du chevauchement des orbitales p et s, l’une des boucles orbitales p est additive, tandis que l’autre est soustractive avec l’orbitale s. En conséquence, ces boucles sont ajoutées ou soustraites à l’orbitale s, qui forme une orbitale hybride fortement orientée dans une direction. Lorsque des orbitales identiques d’un atome de carbone, avec une hybridation sp ³ , se chevauchent avec des orbitales 1s de quatre atomes d’hydrogène, les liaisons CH résultantes sont identiques. Dans le méthane, leur énergie de liaison est de 438 kJ/mol et leur longueur peut atteindre 1,10 Å. Ce sont des valeurs caractéristiques qui sont fixées pour une liaison particulière dans cette molécule. Une autre caractéristique de la géométrie de cette molécule est l’angle de liaison. Il détermine l’angle formé entre deux liaisons HCH consécutives et vaut exactement 109,5 ^o . On l’appelle l’angle tétraédrique.

Éthane : hybridation sp ³

Un autre composé qui peut être considéré de la même manière est l’éthane, qui contient une liaison entre carbones (CC). Les atomes de carbone existant dans sa structure se lient les uns aux autres en raison du chevauchement des orbitales σ dans l’hybride sp ³ de chacune d’elles. Les trois autres orbitales hybrides de chaque atome de carbone se chevauchent avec les orbitales 1s des atomes d’hydrogène. Cela crée six liaisons CH identiques. De telles liaisons sont caractérisées par une énergie de 420 kJ/mol. Les liaisons CC ont une énergie de 276 kJ/mol et une longueur de 1,54 Å. Les angles formés dans une telle configuration sont tétraédriques ( ^109,5 °).

Éthylène : hybridation sp ²

L’état électronique le plus courant pour le carbone est l’hybridation sp ³ , mais il existe également d’autres variantes. La recherche a révélé que dans l’éthylène, par exemple, les atomes de carbone ne présentent une quantité appropriée de liaisons que s’ils se lient les uns aux autres pour partager quatre électrons. Ils forment alors une double liaison entre eux. Un autre fait est que l’éthylène a une structure plate et que les angles entre ses liaisons sont de 120 ^o . En effet, dans ce cas, l’orbitale 2s se mélange avec seulement deux des trois orbitales 2p existantes. Le résultat est la présence de trois orbitales hybridées appelées sp ² . Il existe également une orbitale 2p, qui n’est pas hybridée. Alors la structure géométrique est la suivante : trois orbitales hybridées sont situées sur le même plan, à 120 ^o l’une de l’autre, tandis que l’orbitale p non hybridée est perpendiculaire au plan sp ² .

Le mécanisme de l’hybridation sp ²

En raison du chevauchement des orbitales sp ² -sp ² , deux atomes de carbone avec une hybridation sp ² forment une liaison σ. Les orbitales p non hybridées des atomes se chevauchent latéralement, ce qui provoque la formation d’une liaison π. Dans une telle liaison, les zones de densité électronique sont présentes des deux côtés de la ligne entre les noyaux, mais pas directement entre eux. Une telle configuration, qui contient une liaison σ de l’hybride sp ² et une liaison π d’atomes non hybrides, conduit à ce que quatre électrons soient partagés par deux atomes de carbone, donc à former une double liaison C=C. Par conséquent, la structure de l’éthylène contient quatre atomes d’hydrogène, qui forment une liaison σ avec quatre orbitales sp ² qui restent une fois la double liaison formée. La molécule a une géométrie plate et les angles de liaison sont d’environ 120 ^° . Les valeurs propres à la liaison CH sont la longueur de 1,076Å et l’énergie de 444 kJ/mol. Étant donné que seuls deux électrons sont partagés, et non quatre (contrairement, par exemple, à la structure de l’éthane), la double liaison C = C est plus courte et plus forte qu’une simple liaison CC. Dans l’éthylène, il mesure 1,33 Å de longueur et 611 kJ/mol d’énergie. Avec la théorie des orbitales moléculaires, nous pouvons également observer que la combinaison de deux orbitales p atomiques forme des orbitales π moléculaires liantes et antiliantes. Une orbitale de liaison n’a pas de nœud entre les noyaux en raison de la combinaison additive de la boucle p avec le même signe algébrique. Au contraire, une orbitale antiliante a un nœud entre les noyaux en raison de l’effet soustractif de la boucle avec différents signes algébriques. En conséquence, seule l’orbitale moléculaire de liaison la moins énergétique est remplie.

Acétylène : hybridation sp

Une autre possibilité de liaison entre les atomes de carbone consiste à former une triple liaison avec six électrons partagés. Pour cela, nous devons introduire une autre hybridation orbitale, appelée hybridation sp. Dans cette configuration, l’orbitale 2s de l’atome de carbone ne se mélange qu’avec une seule orbitale p. Cela conduit à la formation de deux orbitales avec hybridation sp et de deux orbitales p. Les orbitales sp forment une structure linéaire et l’angle entre elles est de 180 ^° le long de l’axe x. Les autres p-orbitales sont perpendiculaires aux autres axes (y et z). Lorsque deux atomes de carbone avec une hybridation sp se chevauchent, cela provoque un chevauchement frontal qui conduit à la formation d’une forte liaison σ (type sp-sp). De plus, il se produit un chevauchement latéral des orbitales p _y et p _z , ce qui forme des liaisons π (type p _y -p _y ) et des liaisons π (type p _z -p _z ) dans cet ordre particulier. En conséquence, six électrons sont partagés, qui forment une triple liaison C≡C. Les autres orbitales des hybrides sp forment des liaisons σ avec les atomes d’hydrogène. En raison de son hybridation sp, l’éthine est une molécule linéaire avec des angles de liaison HCC de 180 ^o . La liaison CH dans l’acétylène a une longueur de 1,06 Å et une énergie de 552 kJ/mol. La longueur de cette liaison est plus petite et son énergie est plus élevée par rapport aux liaisons simples et doubles. Ces valeurs sont respectivement de 1,20 Å et 835 kJ/mol. C’est la liaison la plus courte et la plus forte qui puisse exister entre les atomes de carbone.

Hybridation d’autres atomes

Les concepts de trois types d’hybridation (sp, sp ² et sp ³ ) ne s’appliquent pas seulement aux structures qui contiennent des atomes de carbone. D’autres éléments peuvent également être décrits dans des molécules à l’aide d’orbitales hybridées.

1. La molécule d’ammoniac (NH ₃ ) – l’atome d’azote a cinq électrons de valence et produit trois liaisons atomiques, approchant un octet. L’angle de liaison HNH a été mesuré expérimentalement ; il est égal à 107,3 ^o , il est donc proche de l’angle tétraédrique. Cela suggère que l’ammoniac devrait être considéré dans le contexte de sp ³ L’atome d’azote s’hybride avec la formation de quatre orbitales sp ³ ; l’un d’eux a deux électrons non liés, tandis que chaque autre orbitale contient un électron de liaison. Le chevauchement des orbitales hybridées avec des orbitales 1s produit une liaison σ de 1,008 Å de longueur et de 449 kJ/mol d’énergie.
2. La molécule d’eau (H ₂ O) – l’atome d’oxygène montre également sp ³ Cependant, il contient six électrons de valence, il forme donc deux liaisons atomiques, laissant deux paires d’électrons libres. L’angle de liaison HOH dans la molécule est de 104,5 ^o , il est donc également similaire à l’angle tétraédrique, ce qui suggère une hybridation. Toute valeur de cet angle qui est inférieure est probablement le résultat de pas moins de deux paires d’électrons libres, qui se repoussent. La liaison OH a une longueur de 0,958 Å et une énergie de 498 kJ/mol.
3. La molécule de fluorure de bore (BF ₃ ) – l’atome de bore comprend trois électrons de valence, il ne peut donc produire que trois liaisons sans atteindre un octet. Cependant, les atomes de fluor existants forment avec lui des liaisons BF, disposées spatialement aussi loin que possible les unes des autres. Le résultat est une structure trigonale de la molécule, et sp ² Chacun des trois atomes de fluor se lie à une orbitale hybride de bore, laissant son p-orbitale non remplie.