Chimie pour les non-majors
On novembre 25, 2021 by adminObjectifs d’apprentissage
- Définir l’hybridation.
- Décrire l’hybridation sp3 et la formation de liaisons covalentes.
Reconnaissez-vous cette plante ?
Si nous nous promenions sur la plage, les plantes présentées ci-dessus seraient très différentes. Elles seraient courtes et dépasseraient du sable. Lorsque nous les voyons de cette façon, nous ne les reconnaissons pas immédiatement comme des plantes de plage. Souvent, nous devons regarder le monde qui nous entoure de différentes manières pour mieux comprendre les choses.
Orbitales hybrides – sp3
Le schéma de liaison décrit par la théorie des liaisons de valence doit rendre compte des géométries moléculaires telles que prédites par la théorie VSEPR. Pour ce faire, nous devons introduire un concept appelé orbitales hybrides.
sp 3 Hybridation
Malheureusement, le chevauchement des orbitales atomiques existantes ( s , p , etc.) n’est pas suffisant pour expliquer certaines des géométries de liaison et moléculaires qui sont observées. Considérons l’élément carbone et la molécule de méthane (CH 4 ). Un atome de carbone a la configuration électronique de 1s 2 2s 2 2p 2 , ce qui signifie qu’il possède deux électrons non appariés dans ses orbitales 2p, comme le montre la figure ci-dessous.
Figure 1. Configuration des orbitales de l’atome de carbone.
Selon la description de la théorie des liaisons de valence faite jusqu’à présent, on s’attendrait à ce que le carbone ne forme que deux liaisons, correspondant à ses deux électrons non appariés. Cependant, le méthane est une molécule commune et stable, avec quatre liaisons C-H équivalentes. Pour en tenir compte, l’un des électrons 2s est promu vers l’orbitale 2p vide (voir la figure 2 ci-dessous).
Figure 2. Promotion de l’électron s du carbone vers l’orbitale p vide.
Maintenant, quatre liaisons sont possibles. La promotion de l’électron « coûte » une petite quantité d’énergie, mais rappelons que le processus de formation des liaisons s’accompagne d’une diminution d’énergie. Les deux liaisons supplémentaires qui peuvent maintenant être formées entraînent une énergie globale plus faible et donc une plus grande stabilité de la molécule CH 4. Le carbone forme normalement quatre liaisons dans la plupart de ses composés.
Le nombre de liaisons est maintenant correct, mais la géométrie est fausse. Les trois orbitales p (px , py, pz) sont orientées à 90 o les unes par rapport aux autres. Cependant, comme l’a montré la théorie VSEPR, l’angle de liaison H-C-H observé dans la molécule tétraédrique CH 4 est en fait de 109,5 o . Par conséquent, la molécule de méthane ne peut pas être adéquatement représentée par le simple chevauchement des orbitales 2s et 2p du carbone avec les orbitales 1s de chaque atome d’hydrogène.
Pour expliquer la liaison dans le méthane, il est nécessaire d’introduire le concept d’hybridation et d’orbitales atomiques hybrides. L’hybridation est le mélange des orbitales atomiques dans un atome pour produire un ensemble d’orbitales hybrides. Lorsque l’hybridation se produit, elle doit être le résultat du mélange d’orbitales non équivalentes. En d’autres termes, les orbitales s et p peuvent s’hybrider, mais les orbitales p ne peuvent pas s’hybrider avec d’autres orbitales p. Les orbitales hybrides sont les orbitales atomiques obtenues lorsque deux orbitales non équivalentes ou plus du même atome se combinent en vue de la formation d’une liaison. Dans le cas actuel du carbone, l’unique orbitale 2s s’hybride avec les trois orbitales 2p pour former un ensemble de quatre orbitales hybrides, appelées hybrides sp 3 (voir la figure 3 ci-dessous).
Figure 3. Orbitales hybrides sp3 du carbone.
Les hybrides sp 3 sont toutes équivalentes les unes aux autres. Spatialement, les orbitales hybrides pointent vers les quatre coins d’un tétraèdre.
Figure 4.
Le processus d’hybridation sp3 est le mélange d’une orbitale s avec un ensemble de trois orbitales p pour former un ensemble de quatre orbitales hybrides sp 3. Chaque grand lobe des orbitales hybrides pointe vers un coin d’un tétraèdre. Les quatre lobes de chacune des orbitales hybrides sp 3 chevauchent ensuite les orbitales 1s normales non hybridées de chaque atome d’hydrogène pour former la molécule de méthane tétraédrique.
Résumé
- Les électrons s’hybrident afin de former des liaisons covalentes.
- Les orbitales non équivalentes se mélangent pour former des orbitales hybrides.
Pratique
Utilisez le lien ci-dessous pour répondre aux questions suivantes. Lisez uniquement les sections sur l’hybridation de l’ammoniac et de l’eau.
http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html
- Quels sont les angles de liaison dans l’ammoniac et dans l’eau ?
- Qu’est-ce qui contribue à ces angles de liaison inattendus ?
- Que se passe-t-il pour les électrons solitaires dans l’ammoniac lorsque l’hybridation se produit ?
- Est-ce que la même chose se produit avec l’eau ?
Review
- Pourquoi le carbone ne doit-il former que deux liaisons covalentes ?
- Combien de liaisons covalentes le carbone forme-t-il réellement ?
- Que doit-il se passer pour que le carbone puisse former quatre liaisons ?
Glossaire
- hybridation : Le mélange des orbitales atomiques dans un atome pour produire un ensemble d’orbitales hybrides.
- Orbitales hybrides : Les orbitales atomiques obtenues lorsque deux ou plusieurs orbitales non équivalentes forment le même atome se combinent en vue de la formation d’une liaison.
Objectifs d’apprentissage
- Décrire la formation des orbitales sp et sp2.
Comment ouvre-t-on le cercle fermé ?
Roméo et Juliette étaient deux des grands amants de tous les temps. Leur étreinte ne permettait à aucune autre personne d’en faire partie – ils ne voulaient être que l’un avec l’autre. Il a fallu une intervention extérieure (les parents sont comme ça !) pour les éloigner l’un de l’autre. Les électrons appariés sont semblables aux amoureux. Ils ne se lient pas de manière covalente tant qu’ils ne sont pas désappariés. Ils peuvent alors faire partie d’une structure chimique plus importante.
Orbitales hybrides – sp et sp 2
hybridation sp
Une molécule d’hydrure de béryllium (BeH 2 ) est prédite comme étant linéaire par VSEPR. L’atome de béryllium contient tous les électrons appariés et doit donc également subir une hybridation. Un des électrons 2s est d’abord promu vers l’orbitale 2p x vide (voir figure ci-dessous).
Figure 5. Promotion de l’électron 2s de Be.
Maintenant l’hybridation a lieu seulement avec les orbitales occupées et le résultat est une paire d’orbitales hybrides sp. Les deux orbitales p restantes ( p y et p z ) ne s’hybrident pas et restent inoccupées (voir la figure 6 ci-dessous).
Figure 6. Orbitales hybrides Be.
La géométrie des orbitales hybrides sp est linéaire, les lobes des orbitales pointant dans des directions opposées le long d’un axe, arbitrairement défini comme l’axe x (voir Figure 7). Chacune peut se lier avec une orbitale 1s d’un atome d’hydrogène pour former la molécule linéaire BeH 2.
Figure 7. Le processus d’hybridation sp est le mélange d’une orbitale s avec une orbitale p unique (la pxorbital par convention), pour former un ensemble de deux hybrides sp. Les deux lobes des hybrides sp pointent à l’opposé l’un de l’autre pour produire une molécule linéaire.
D’autres molécules dont la géométrie du domaine électronique est linéaire et pour lesquelles l’hybridation est nécessaire forment également des orbitales hybrides sp. Les exemples incluent le CO2 et le C2H2, qui seront discutés plus en détail plus tard.
sp 2 Hybridation
Le trifluorure de bore (BF 3 ) est prédit comme ayant une géométrie planaire trigonale par VSEPR. Tout d’abord, un électron 2s apparié est promu vers l’orbitale 2p y vide (voir figure 8).
Figure 8. Promotion de l’électron 2s.
Il s’ensuit une hybridation des trois orbitales occupées pour former un ensemble de trois hybrides sp 2, laissant l’orbitale 2p z non hybridée (voir figure 9).
Figure 9. Formation de l’orbitale sp2.
La géométrie des orbitales hybrides sp 2 est trigonal planaire, avec les lobes des orbitales pointant vers les coins d’un triangle (voir Figure 9). L’angle entre deux des lobes des orbitales hybrides est de 120°. Chacune peut se lier avec une orbitale 2 p d’un atome de fluor pour former la molécule trigonale plane BF 3.
Figure 9.
Le processus d’hybridation sp2 est le mélange d’une orbitale s avec un ensemble de deux orbitales p (p x et p y ) pour former un ensemble de trois orbitales hybrides sp 2. Chaque grand lobe des orbitales hybrides pointe vers un coin d’un triangle plan.
D’autres molécules ayant une géométrie de domaine électronique trigonal planaire forment des orbitales hybrides sp 2. L’ozone (O 3 ) est un exemple de molécule dont la géométrie du domaine électronique est trigonal plan, bien que la présence d’un couple isolé sur l’oxygène central rende la géométrie moléculaire courbée. L’hybridation de l’atome O central de l’ozone est sp 2 .
Sommaire
- Les électrons appariés peuvent être hybridés et participer ensuite à la liaison covalente.
Pratique
Utilisez le lien ci-dessous pour répondre aux questions suivantes. Ne lisez que la section sur le bore.
http://www.adichemistry.com/general/chemicalbond/vbt/hybridization-illustrations.html
- Combien d’électrons non appariés y a-t-il dans l’état fondamental du bore ?
- Où le bore obtient-il trois électrons non appariés pour se lier et former BCl3 ?
- Quelle est la géométrie du BCl3 ?
Review
- L’atome de béryllium à l’état fondamental contient-il des électrons non appariés ?
- Pourquoi un électron 2s dans Be est promu à une orbitale 2p ?
- Quelle est la géométrie des deux orbitales sp ?
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