Formation de molécules par établissement de liaisons covalentes 33
Lorsque des électrons sont présents dans des orbitales moléculaires
]jantes, ils favorisent une attr,action entre les atomes. Par contre, les
électrons qui se trouvent dans des orbitales moléculaires antiliantes
provoquent une répulsion entre ces mêmes atomes. De ce fait, pour
connaître le nombre de liaisons que présente la molécule d'oxygène, il
faut soustraire le nombre d'électrons des orbitales antiliantes du nombre
d'électrons dans les orbitales liantes. Six électrons moins deux électrons,
cela fait quatre électrons. Chaque liaison exige deux électrons, de sorte
que le nombre de liaisons que possède la molécule d'oxygène correspond à quatre divisé par deux, soit deux liaisons.
Ceci peut être récapitulé comme suit :
Électrons dans des orbitales moléculaires liantes
Électrons dans des orbitales moléculaires antiliantes
Électrons liants moins électrons antiliants
=6
=2
6-2=4
Nombre de liaisons (deux électrons dans chaque liaison) 4 + 2 = 2
Les électrons isolés (c'est-à-dire non appariés) qui se trouvent dans
les orbitales rr
':'
confèrent à la molécule d'oxygène sa grande réactivité.
Question 2.8
Construire le diagramme des niveaux énergétiques des orbitales
moléculaires en rapport avec la formation d'une molécule d'azote,
N1, et inventorier les liaisons a et rr.
En formant des liaisons covalentes, l'hydrogène ne fait intervenir que
son orbitale ls pour former une unique liaison a avec les autres éléments. Des éléments tels que le carbone, l'azote et l'oxygène mettent
en jeu à la fois des orbitales atomiques 2s et 2p pour former des liaisons a simples et des liaisons rr doubles ou triples. Quant aux éléments
plus lourds, tels le phosphore et le chlore, ils engagent leurs orbitales
atomiques 3s et 3p pour former principalement des liaisons a, encore
que le phosphore puisse aussi former des liaisons rr doubles, en particulier avec l'oxygène.
2.9
Existence d'orbitales moléculaires hybrides
La justification de la formation des liaisons au sein des molécules par le
biais des orbitales moléculaires nous a permis de comprendre plusieurs
propriétés des composés. Quoi qu'il en soit, certaines autres caractéristiques des molécules demeurent difficiles à interpréter. Ainsi, on sait
que l'angle formé par les liaisons H-0-H dans la molécule d'eau vaut
105°. Or, la description de cette molécule, telle qu'elle apparaît dans la
section 2.8, suggère un angle entre les liaisons de 90°. Pour expliquer
cette anomalie, ainsi que d'autres du même genre, il est nécessaire de
fa ire appel à une extension de la théorie des orbitales moléculaires
qu'on appelle hybridation.
L'hybridation est un concept qui devient tout à fait pertinent si on
considère le recouvrement des orbitales ls des hydrogènes et des orbi-
Lorsque des électrons sont présents dans des orbitales moléculaires
]jantes, ils favorisent une attr,action entre les atomes. Par contre, les
électrons qui se trouvent dans des orbitales moléculaires antiliantes
provoquent une répulsion entre ces mêmes atomes. De ce fait, pour
connaître le nombre de liaisons que présente la molécule d'oxygène, il
faut soustraire le nombre d'électrons des orbitales antiliantes du nombre
d'électrons dans les orbitales liantes. Six électrons moins deux électrons,
cela fait quatre électrons. Chaque liaison exige deux électrons, de sorte
que le nombre de liaisons que possède la molécule d'oxygène correspond à quatre divisé par deux, soit deux liaisons.
Ceci peut être récapitulé comme suit :
Électrons dans des orbitales moléculaires liantes
Électrons dans des orbitales moléculaires antiliantes
Électrons liants moins électrons antiliants
=6
=2
6-2=4
Nombre de liaisons (deux électrons dans chaque liaison) 4 + 2 = 2
Les électrons isolés (c'est-à-dire non appariés) qui se trouvent dans
les orbitales rr
':'
confèrent à la molécule d'oxygène sa grande réactivité.
Question 2.8
Construire le diagramme des niveaux énergétiques des orbitales
moléculaires en rapport avec la formation d'une molécule d'azote,
N1, et inventorier les liaisons a et rr.
En formant des liaisons covalentes, l'hydrogène ne fait intervenir que
son orbitale ls pour former une unique liaison a avec les autres éléments. Des éléments tels que le carbone, l'azote et l'oxygène mettent
en jeu à la fois des orbitales atomiques 2s et 2p pour former des liaisons a simples et des liaisons rr doubles ou triples. Quant aux éléments
plus lourds, tels le phosphore et le chlore, ils engagent leurs orbitales
atomiques 3s et 3p pour former principalement des liaisons a, encore
que le phosphore puisse aussi former des liaisons rr doubles, en particulier avec l'oxygène.
2.9
Existence d'orbitales moléculaires hybrides
La justification de la formation des liaisons au sein des molécules par le
biais des orbitales moléculaires nous a permis de comprendre plusieurs
propriétés des composés. Quoi qu'il en soit, certaines autres caractéristiques des molécules demeurent difficiles à interpréter. Ainsi, on sait
que l'angle formé par les liaisons H-0-H dans la molécule d'eau vaut
105°. Or, la description de cette molécule, telle qu'elle apparaît dans la
section 2.8, suggère un angle entre les liaisons de 90°. Pour expliquer
cette anomalie, ainsi que d'autres du même genre, il est nécessaire de
fa ire appel à une extension de la théorie des orbitales moléculaires
qu'on appelle hybridation.
L'hybridation est un concept qui devient tout à fait pertinent si on
considère le recouvrement des orbitales ls des hydrogènes et des orbi-