34 Chimie pour les étudiants en médecine ...
Une orbitale 2s et trois
orbitales 2p peuvent se
mixer pour former quatre
orbitales hybrides sp ',
symétriques et de même
énergie, et ceci aboutit à
de fortes liaisons covalentes.
tales 2p de l'oxygène présenté dans la figure
·
2.12. Seule une petite portion de chaque orbitale 2p participe au recouvrement. Dans chacune
de ces orbitales, un lobe reste totalement inopérant. Étant donné que la
force d'une liaison est proportionnelle à l'importance du recouvrement,
une telle représentation est le présage de liaisons faibles. Il est possible
d'améliorer le recouvrement, bref de rendre les liaisons plus fortes, en
mixant, c'est-à-dire en hybridant les orbitales de l'oxygène. En pratique,
l'orbitale isolée 2s se combine avec les trois orbitales 2p, ce qui fournit
quatre nouvelles orbitales hybrides appelées des hybrides sp 3•
Ces quatre orbitales hybrides sont équivalentes, chacune comprenant
un lobe volumineux assorti d'un lobe beaucoup plus petit (figure 2.14).
Ces orbitales hybrides sp 3 sont disposées de manière tétraédrique autour
de l'atome d'oxygène. Chacune engage son lobe volumineux pour assurer un recouvrement efficace et donc une liaison solide.
Figure 2.14 Une orbitale hybride sp3•
Paire électronique libre
Liaison a
;;--- - a---Paire électronique libre
Figure 2.1 S Recouvrement de deux orbitales atomiques s d'hydrogènes avec
deux orbitales hybrides sp' d'un oxygène
-
aboutissant à la fo rmation de deux
liaisons o. Il reste deux orbitales hybrides sp 3 , chacune contenant une paire
d'électrons non partagés, ce que l'on appelle des paires libres.
Au total pour l'oxygène, il est plus favorable d'un point de vue
énergétique de faire intervenir des orbitales hybrides lors de la formation de la molécule d'eau. Les six électrons disponibles de l'oxygène se
trouvent répartis dans chacune des quatre orbitales hybrides sp 3 , avant
que deux électrons isolés ne s'apparient dans deux d'entre elles. Dans
le cas précis de la molécule d'eau, le recouvrement des orbitales èst
schématisé dans la figure 2.15, le lobe le plus petit de chaque orbitale
hybride n'étant pas représenté pour la clarté du dessin. Selon cette théorie, l'angle formé par les liaisons H-0-H devrait correspondre à l'angle
tétraédrique, soit 109°, ce qui dépasse quelque peu la valeur expérimentale, à savoir 105°. Cette différence s'explique en prenant en considération la forte répulsion qui s'exerce entre les deux paires d'électrons
Une orbitale 2s et trois
orbitales 2p peuvent se
mixer pour former quatre
orbitales hybrides sp ',
symétriques et de même
énergie, et ceci aboutit à
de fortes liaisons covalentes.
tales 2p de l'oxygène présenté dans la figure
·
2.12. Seule une petite portion de chaque orbitale 2p participe au recouvrement. Dans chacune
de ces orbitales, un lobe reste totalement inopérant. Étant donné que la
force d'une liaison est proportionnelle à l'importance du recouvrement,
une telle représentation est le présage de liaisons faibles. Il est possible
d'améliorer le recouvrement, bref de rendre les liaisons plus fortes, en
mixant, c'est-à-dire en hybridant les orbitales de l'oxygène. En pratique,
l'orbitale isolée 2s se combine avec les trois orbitales 2p, ce qui fournit
quatre nouvelles orbitales hybrides appelées des hybrides sp 3•
Ces quatre orbitales hybrides sont équivalentes, chacune comprenant
un lobe volumineux assorti d'un lobe beaucoup plus petit (figure 2.14).
Ces orbitales hybrides sp 3 sont disposées de manière tétraédrique autour
de l'atome d'oxygène. Chacune engage son lobe volumineux pour assurer un recouvrement efficace et donc une liaison solide.
Figure 2.14 Une orbitale hybride sp3•
Paire électronique libre
Liaison a
;;--- - a---Paire électronique libre
Figure 2.1 S Recouvrement de deux orbitales atomiques s d'hydrogènes avec
deux orbitales hybrides sp' d'un oxygène
-
aboutissant à la fo rmation de deux
liaisons o. Il reste deux orbitales hybrides sp 3 , chacune contenant une paire
d'électrons non partagés, ce que l'on appelle des paires libres.
Au total pour l'oxygène, il est plus favorable d'un point de vue
énergétique de faire intervenir des orbitales hybrides lors de la formation de la molécule d'eau. Les six électrons disponibles de l'oxygène se
trouvent répartis dans chacune des quatre orbitales hybrides sp 3 , avant
que deux électrons isolés ne s'apparient dans deux d'entre elles. Dans
le cas précis de la molécule d'eau, le recouvrement des orbitales èst
schématisé dans la figure 2.15, le lobe le plus petit de chaque orbitale
hybride n'étant pas représenté pour la clarté du dessin. Selon cette théorie, l'angle formé par les liaisons H-0-H devrait correspondre à l'angle
tétraédrique, soit 109°, ce qui dépasse quelque peu la valeur expérimentale, à savoir 105°. Cette différence s'explique en prenant en considération la forte répulsion qui s'exerce entre les deux paires d'électrons