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Dans le plan, les angles entre les orbitales hybrides sont de 120°. Ils sont de 90°
entre les orbitales hybrides du plan et celles qui leur sont perpendiculaires.
Exemple n°2: Envisageons la molécule de SF 6 .
L'atome central est le soufre, de configuration électronique: [Ne] 3s 2 3p 4 3cfJ.
Après hybridation, les six électrons de valence se placent chacun dans une orbitale
atomique hybride sp3d 2 . Les six orbitales sp3d 2 sont équivalentes en énergie.
Hybridation sp 3 d 2 : quatre orbitales hybrides
sp3d 2 se placent dans un plan et les deux autres
sont perpendiculaires à ce plan.
Les angles entre les six orbitales hybrides sont tous de 90°.
Il existe d'autres types d'hybridation, citons sp 2 d, sp3 d3 ...
Nous n'avons dans le cas présent considéré que l'hybridation de l'atome central. Dans
les cas où l'atome central est lié à d 'autres atomes que l'hydrogène (CF 4 , CH 2 Cl 2 , PC1 5
et SF 6 ... ), il serait nécessaire d' envisager également une hybridation pour les atomes
périphériques.
Il est important de bien distinguer les notions de géométrie (ou figure) de répulsion et
de géométrie moléculaire.
- La géométrie ou figure de répulsion décrit la disposition spatiale des électrons de
valence autour d'un noyau central. Elle découle des forces de répulsion que les paires
électroniques liantes exercent les unes sur les autres.
- La géométrie moléculaire décrit la disposition réelle des atomes périphériques liés
à l'atome central, suite à une modification des angles de liaison résultant de la présence
de doublets électroniques non-liants.
La géométrie moléculaire et la géométrie (ou figure) de répulsion sont identiques
si toutes les paires d 'électrons sont des paires liantes. Si la structure contient une ou
plusieurs paires de doublets non-liants, la répulsion exercée par ces dernières déforme
quelque peu la structure moléculaire en réduisant les angles théoriquement prévus entre
les liaisons. Dans ce cas, la géométrie moléculaire n'est plus identique à la géométrie
de répulsion.
Exemple n° 1 : Dans la molécule de NH 3 , l'atome d'azote central s'hybride sp 3 •
Trois des orbitales atomiques hybrides contiennent chacune un électron célibataire,
une des orbitales hybrides contient un doublet non-liant. Dans la molécule, cette
paire électronique non-liante exerce une force de répulsion qui oblige les trois
atomes d' hydrogène à se rapprocher les uns des autres. Les angles idéaux de 109,4°
ne sont plus respectés. Les angles se referment jusqu'à une valeur de 107,0°. La
structure ne correspond plus à une géométrie tétraédrique « normale» mais adopte
une géométrie pyramidale à base triangulaire (voir QCM n° 20).
Exemple n° 2: Dans la molécule d'eau, la présence de deux doublets non-liants sur
l'atome d'oxygène hybridé sp 3 réduit l'angle entre les deux atomes d 'hydrogène,
qui passe de 109,4° à 104,5°. La molécule est coudée (voir QCM n° 18).
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Dans le plan, les angles entre les orbitales hybrides sont de 120°. Ils sont de 90°
entre les orbitales hybrides du plan et celles qui leur sont perpendiculaires.
Exemple n°2: Envisageons la molécule de SF 6 .
L'atome central est le soufre, de configuration électronique: [Ne] 3s 2 3p 4 3cfJ.
Après hybridation, les six électrons de valence se placent chacun dans une orbitale
atomique hybride sp3d 2 . Les six orbitales sp3d 2 sont équivalentes en énergie.
Hybridation sp 3 d 2 : quatre orbitales hybrides
sp3d 2 se placent dans un plan et les deux autres
sont perpendiculaires à ce plan.
Les angles entre les six orbitales hybrides sont tous de 90°.
Il existe d'autres types d'hybridation, citons sp 2 d, sp3 d3 ...
Nous n'avons dans le cas présent considéré que l'hybridation de l'atome central. Dans
les cas où l'atome central est lié à d 'autres atomes que l'hydrogène (CF 4 , CH 2 Cl 2 , PC1 5
et SF 6 ... ), il serait nécessaire d' envisager également une hybridation pour les atomes
périphériques.
Il est important de bien distinguer les notions de géométrie (ou figure) de répulsion et
de géométrie moléculaire.
- La géométrie ou figure de répulsion décrit la disposition spatiale des électrons de
valence autour d'un noyau central. Elle découle des forces de répulsion que les paires
électroniques liantes exercent les unes sur les autres.
- La géométrie moléculaire décrit la disposition réelle des atomes périphériques liés
à l'atome central, suite à une modification des angles de liaison résultant de la présence
de doublets électroniques non-liants.
La géométrie moléculaire et la géométrie (ou figure) de répulsion sont identiques
si toutes les paires d 'électrons sont des paires liantes. Si la structure contient une ou
plusieurs paires de doublets non-liants, la répulsion exercée par ces dernières déforme
quelque peu la structure moléculaire en réduisant les angles théoriquement prévus entre
les liaisons. Dans ce cas, la géométrie moléculaire n'est plus identique à la géométrie
de répulsion.
Exemple n° 1 : Dans la molécule de NH 3 , l'atome d'azote central s'hybride sp 3 •
Trois des orbitales atomiques hybrides contiennent chacune un électron célibataire,
une des orbitales hybrides contient un doublet non-liant. Dans la molécule, cette
paire électronique non-liante exerce une force de répulsion qui oblige les trois
atomes d' hydrogène à se rapprocher les uns des autres. Les angles idéaux de 109,4°
ne sont plus respectés. Les angles se referment jusqu'à une valeur de 107,0°. La
structure ne correspond plus à une géométrie tétraédrique « normale» mais adopte
une géométrie pyramidale à base triangulaire (voir QCM n° 20).
Exemple n° 2: Dans la molécule d'eau, la présence de deux doublets non-liants sur
l'atome d'oxygène hybridé sp 3 réduit l'angle entre les deux atomes d 'hydrogène,
qui passe de 109,4° à 104,5°. La molécule est coudée (voir QCM n° 18).