Hybridation des orbitales atomiques I

L’expression mathématique appelée fonction d’onde, ψ, contient des informations sur chaque orbitale et sur les propriétés ondulatoires des électrons dans un atome isolé. Lorsque des atomes sont liés ensemble dans une molécule, les fonctions d’onde se combinent pour produire de nouvelles descriptions mathématiques qui ont des formes différentes. Ce processus de combinaison des fonctions d’onde pour les orbitales atomiques est appelé hybridation et il s’accomplit mathématiquement par la combinaison linéaire des orbitales atomiques. Les nouvelles orbitales qui en résultent sont appelées des orbitales hybrides.

Comprendre l’hybridation des orbitales atomiques

Les idées suivantes sont importantes pour comprendre l’hybridation :

1. Les orbitales hybrides n’existent pas dans les atomes isolés. Elles ne sont formées que dans des atomes liés par covalence.
2. Les orbitales hybrides ont des formes et des orientations très différentes de celles des orbitales atomiques dans les atomes isolés.
3. Un ensemble d’orbitales hybrides est généré en combinant des orbitales atomiques. Le nombre d’orbitales hybrides dans un ensemble est égal au nombre d’orbitales atomiques qui ont été combinées pour produire l’ensemble.
4. Toutes les orbitales d’un ensemble d’orbitales hybrides ont une forme et une énergie équivalentes.
5. Le type des orbitales hybrides qui sont formées dans un atome lié dépend de sa géométrie de doublets d’électrons, comme la prévoit la théorie VSEPR.
6. Les orbitales hybrides se recouvrent pour former des liaisons σ. Les orbitales non hybridées se recouvrent pour former des liaisons π.

Dans les sections suivantes, nous aborderons les types communs d’orbitales hybrides.

Hybridation sp

L’atome de béryllium dans une molécule de BeCl₂ gazeux est un exemple d’atome central sans doublet libre d’électrons dans une disposition linéaire de trois atomes. Il y a deux régions de densité d’électrons de valence dans la molécule de BeCl₂ qui correspondent aux deux liaisons covalentes Be–Cl. Pour accueillir ces deux domaines d’électrons, deux des quatre orbitales de valence de l’atome de Be se mélangent pour produire deux orbitales hybrides. Ce processus d’hybridation implique le mélange de l’orbitale s de valence avec l’une des orbitales p de valence pour produire deux orbitales hybrides sp équivalentes, qui sont orientées selon une géométrie linéaire. La forme de l’ensemble des orbitales sp est similaire à celle de l’orbitale p d’origine, mais il existe une différence importante. Le nombre d’orbitales atomiques combinées est toujours égal au nombre d’orbitales hybrides formées. L’orbitale p est une orbitale pouvant contenir jusqu’à deux électrons. L’ensemble sp est constitué de deux orbitales équivalentes qui pointent à 180° l’une de l’autre. Les deux électrons qui étaient à l’origine dans l’orbitale s sont maintenant distribués aux deux orbitales sp, qui sont remplies à moitié. Dans BeCl₂ gazeux, ces orbitales hybrides à moitié remplies se recouvrent avec des orbitales des atomes de chlore pour former deux liaisons σ identiques.

Lorsque les orbitales atomiques s’hybrident, les électrons de valence occupent les orbitales nouvellement créées. L’atome de Be avait deux électrons de valence, de sorte que chacune des orbitales sp obtient un de ces électrons. Chacun de ces électrons s’apparie avec l’électron non apparié sur un atome de chlore lorsqu’une orbitale hybride et une orbitale de chlore se recouvrent pendant la formation des liaisons Be–Cl.

Tout atome central entouré de seulement deux régions de densité d’électrons de valence dans une molécule présentera une hybridation sp. D’autres exemples comprennent l’atome de mercure dans la molécule linéaire HgCl₂, l’atome de zinc dans Zn(CH₃)₂ qui possède une disposition linéaire C–Zn–C et les atomes de carbone dans HCCH et CO2.

Hybridation sp²

Les orbitales de valence d’un atome central entouré de trois régions de densité électronique se composent d’un ensemble de trois orbitales hybrides sp² et d’une orbitale non hybridée p. Cette disposition résulte de l’hybridation sp², le mélange d’une orbitale s et de deux orbitales p pour produire trois orbitales hybrides identiques orientées selon une géométrie plane trigonale.

La structure observée de la molécule de borane, BH₃, suggère une hybridation sp² pour le bore dans ce composé. La molécule est plane trigonale, et l’atome de bore est impliqué dans trois liaisons avec des atomes d’hydrogène. Les trois électrons de valence de l’atome de bore dans les trois orbitales hybrides sp² sont redistribués, et chaque doublet électronique du bore est redistribué avec un électron hydrogène lorsque les liaisons B–H se forment.

Tout atome central entouré de trois régions de densité électronique présentera une hybridation sp². Cela comprend des molécules avec un doublet libre sur l’atome central, comme ClNO, ou des molécules avec deux liaisons simples et une liaison double reliés à l’atome central, comme dans le formaldéhyde, CH₂O, et l’éthène, H₂CCH₂.

Hybridation sp³

Les orbitales de valence d’un atome entouré d’une disposition tétraédrique de doublets liants et de doublets libres consistent en un ensemble de quatre orbitales hybrides sp³. Les hybrides résultent du mélange d’une orbitale s et des trois orbitales p, qui produisent quatre orbitales hybrides sp³ identiques. Chacune de ces orbitales hybrides pointe vers un coin différent d’un tétraèdre.

Une molécule de méthane, CH₄, comprend un atome de carbone entouré de quatre atomes d’hydrogène aux coins d’un tétraèdre. L’atome de carbone dans le méthane présente une hybridation sp³. Les quatre électrons de valence de l’atome de carbone sont distribués de façon égale dans les orbitales hybrides, et chaque électrons du carbone s’apparie avec un électron d’hydrogène lorsque les liaisons C–H se forment.

Dans une molécule de méthane, l’orbitale 1s de chacun des quatre atomes d’hydrogène recouvre l’une des quatre orbitales sp³ de l’atome de carbone pour former une liaison sigma (σ). Cela entraîne la formation de quatre liaisons covalentes fortes équivalentes entre l’atome de carbone et chacun des atomes d’hydrogène pour produire la molécule de méthane CH₄.

Une orbitale hybride sp³ peut également contenir un doublet libre d’électrons. Par exemple, l’atome d’azote dans l’ammoniac est entouré de trois doublets liants et d’un doublet libre d’électrons dirigés vers les quatre coins d’un tétraèdre. L’atome d’azote est hybridé sp³ avec une orbitale hybride qui est occupée par le doublet libre.

La structure moléculaire de l’eau est compatible avec une disposition tétraédrique de deux doublets libres et de deux doublets liants d’électrons. Ainsi, nous disons que l’atome d’oxygène est hybridé sp³, avec deux des orbitales hybrides occupées par des doublets libres et deux autres par des doublets liants. Puisque les doublets libres occupent plus d’espace que les doublets liants, les structures qui contiennent des doublets libres ont des angles de liaison légèrement déformés par rapport à l’idéal. Les structures tétraédriques parfaites ont des angles de 109,5°, mais les angles observés dans l’ammoniac (107,3°) et l’eau (104,5°) sont légèrement plus petits. D’autres exemples d’hybridation sp3 incluent CCl₄, PCl₃ et NCl₃.

Ce texte a été adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 8.2 : Orbitales atomiques hybrides.