Hybridation | Maternidad y todo

Hybridation

Pauling (1931) a introduit le concept révolutionnaire d’hybridation. La redistribution de l’énergie des orbitales d’atomes individuels pour donner de nouvelles orbitales d’énergie équivalente est appelée hybridation. Les nouvelles orbitales formées sont connues sous le nom d’orbitales hybrides.

Les différents types d’hybridation ainsi que les orbitales hybrides et les structures sont donnés ci-dessous :

Avant de discuter les exemples, nous devons mentionner ici les règles d’hybridation, qui sont les suivantes :

(i) Les orbitales d’un atome central seulement subiraient l’hybrodisatoin.

(ii) Les orbitales de presque même niveau d’énergie peuvent être mélangées pour former des orbitales hybrides.

(iii) Les nombres d’orbitales atomiques mélangées sont toujours égaux au nombre d’orbitales hybrides.

(iv) Pendant l’hybridation, le mélange du nombre d’orbitales se fait selon les besoins.

(v) Les orbitales ybrides sont distribuées dans l’espace et tendent à être les plus éloignées les unes des autres.

(vi) Les liaisons hybrides sont plus fortes que les liaisons non hybrides.

(vii) Si une fois qu’une orbitale a été utilisée pour construire une orbitale hybride, elle n’est plus disponible pour retenir des électrons dans sa forme “pure”. Les orbitales s- et p- peuvent être hybridées de trois façons, qui sont discutées ci-dessous :

Hybridation Sp- : Dans une telle hybridation, une orbitale s- et une orbitale p sont mélangées pour former deux orbitales sp-hybrides, ayant

Hybridisation

une structure linéaire avec un angle de liaison $180^0$ . Par exemple dans la formation de $BeCl_2$ , d’abord l’atome be vient dans l’état excité $(2s^1 2p^1)$ , puis s’hybride pour former deux orbitales sp-hybrides. Ces orbitales hybrides se chevauchent avec les deux orbitales p de deux atomes de chlore pour former la molécule $BeCl_2$ . Ceci est représenté dans la figure donnée ci-dessus :

être (état excité) $\dfrac{\uparrow}{2s}. \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{}{}2p_y} \dfrac{}{}2p_z} \dfrac{\c}{\c}sp hy bri-}{\c}disation}} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{\uparrow}{sp} \dfrac{}{}{2p_y2p_z}$

Ses autres exemples sont : $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ etc.

Hybridation

hybridation sp2 : Dans une telle hybridation, une orbite s- et deux orbites p sont mélangées pour former trois orbitales hybrides $sp^2$ -, ayant une structure triangulaire plane avec un angle de liaison $120^0$ . La formation de la molécule $BCl_3$ est montrée à la page suivante.

$\underset{\text{état excité}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\i1}{\i1}- 2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\i1}{\i1}- 2p_z} \\ Ses autres exemples sont . CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ etc

Hybridation

hybridation sp3 : Dans une telle hybridation, une orbite s- et trois orbites p sont mélangées pour former quatre orbitales $sp^3$ -hybrides ayant une structure tétraédrique avec un angle de liaison $109^0 28$ ‘ c’est-à-dire $109,5^0$ .La formation de la molécule $CH_4$ est montrée ci-dessous:

$\underset{\text{état excité}{C}. \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\i1}{\i1}- 2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{{\uparrow}{sp^3}$

Hybridation

Ses autres exemples sont $C_2H_6, H_2O, NH_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ etc.

Nous abordons maintenant d’autres exemples intéressants :

Formation des molécules NH3 et H2O

Dans la molécule $NH_2$ , l’atome d’azote est $sp^3$ -hybridé et une orbitale hybride contient deux électrons. Maintenant, trois orbitales 1s- de trois atomes d’hydrogène se chevauchent avec trois orbitales hybrides $sp^3$ pour former la molécule $Nh_3$ . Bien que l’angle HNH devrait être $109,5^0$ , mais en raison de la présence d’une orbitale hybride $sp^3$ – occupée, l’angle diminue à $107,8^0$ . Par conséquent, l’angle de liaison dans la molécule $NH_3$ est $107,8^0$ .

$\dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \N- \N-downarrow \N-uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Hybridation

Formation des molécules NH3 et H2O par hybridation sp2

De même dans la molécule $H_2O$ , l’atome d’oxygène est $sp^3$ – hybridé et possède deux orbitales occupées. En raison de cela, l’angle de liaison dans la molécule d’eau est $105,5^0$ .

$O \dfrac{\downarrow \uparrow}{2s} \dfrac{\downarrow \uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp^3 \text{hybrid-} \downarrow \uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3}$

Formation des molécules de C2H4 et C2H2

Dans la molécule $C_2H_4$ les atomes de carbone sont $sp^2$ -hybridés et une orbitale 2p reste hors hybridation. Celle-ci forme une liaison p tandis que les orbitales $sp^2$ -hybrides forment des liaisons sigma comme indiqué ci-dessous :

$\underset{\text{état excité}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \dfrac{sp^2 \text{hybrid}- \uparrow}{\text{disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{2p_z}$

Hybridation

Formation de la molécule C2H4 par hybridation sp2

De même, dans la molécule $C_2H_2$ il y a hybridation sp et deux orbitales 2p restent hors ou hybridation. Par conséquent, deux $\pi$ -liaisons sont formées dans $C_2H_2$ comme indiqué devant :

Hybridation

Formation de la molécule C2H2 par hybridation sp

$dsp^2$ – Ici, le brassage des $d_{x^2- y^2}, s, p_x \text{et} p_y$ orbitales a lieu pour donner quatre nouvelles $dsp^2$ orbitales hybrides.

La forme est un plan carré.

Ex.

$^-2$

Principalement pour les complexes avec une coordination no. 4.

$sp^3d$ – Ici, le mélange de $s, p_x, p_y, p_z \text{et} dz^2$ . A lieu pour former 5 nouveaux hybrides qui sont $sp^3$ hybridés. La forme est bipyramidale trigonale.

Hybridation

Etapes		$CH_4$	$SO_4$	$. CO_2$	$NH_3$	$H_2 O$	$SO_4$	$NO_3$
	No. d’électrons de valence	8	18	16	8	8	32	24
	No. d’orbitales requises	4	2	2	3	2	4	3
	Électrons requis électrons pour le duplex/octet	8	16	16	6	4	32	24
	No. de paires d’électrons solitaires /2	0	1	0	1	2	0	0
	No. d’orbitales	4	3	2	4	4	4	3

$SP^3$

Hybridation	$SP^3$	$SP^2$	SP	$SP^3$	$SP^3$	$SP^2$
Structure	Tétraédrique	Triangulaire	Linéaire	Tétraédrique	Tétraédrique	Tétraédrique	Triangulaire
Géométrie	Tétraédrique	Angulaire	Linéaire	Pyramidal triangulaire	Angulaire	Tétraédrique	Triangulaire

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Ici le brassage des $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ a lieu pour donner 6 nouvelles $sp^3d^2$ orbitales hybridées ou hybrides.

$\text{Shape} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ etc.

Règles de calcul de l’hybridation

On observe les règles suivantes pour connaître le type d’hybridation dans un composé ou un ion.

(i) Calculez le nombre total d’électrons de valence.

(ii) Calculez le nombre de duplex ou d’octet.

$= \dfrac{\text{Total des électrons de valence}}{2}$

Ou $\text{Total des électrons de valence}{8}$

(iii) Nombre de paires d’électrons solitaires

$\text{Nombre total d'électrons} = \dfrac{-8 \times \text{Nombre de duplex}{2}$ $\text{Nombre total d'électrons} = \dfrac{-8 \times \text{Nombre d'octet}{2}$

(iv) NO. d’orbitale utilisée = Nbre de duplex ou d’octet + Nbre de paires d’électrons solitaires

(v) S’il n’y a pas de paire d’électrons solitaires, alors la géométrie des orbitales et de la molécule est différente.

Par exemple certaines molécules et ions sont considérés

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