Je vais prendre l'exemple de l'éthylène pour illustrer le cas d'une hybridation de type sp2 et d'une géométrie plan-trigonal. Si je prends l'éthylène CH2CH2, on dira dorénavant que chacun des carbones est hybridé sp2. Les conséquences autour d'un des carbones.
Je vais avoir dans un plan, à des angles de 120 degrés les uns des autres, trois orbitales de type sp2. Et perpendiculairement à ce plan moyen, je vais dessiner l'orbitale p, qui elle, n'a pas changé de forme, avec son lobe de part et d'autre symétrique. Si je combine ce premier carbone sp2 à un second carbone, qui lui aussi est hybridé sp2, je vais former une première liaison ici, qui est une liaison sigma.
J'ai donc un premier trait entre mes atomes de carbone, qui est une orbitale moléculaire sigma, qui n'est rien d'autre que la combinaison d'une orbitale sp2 hybride avec une autre orbitale sp2 hybride. Je peux aussi, par rapport à un atome d'hydrogène, une orbitale atomique, Un S envisagé des recouvrements, du nouveau pour former des liaisons sigma, et je vais pouvoir le faire quatre fois, et chacune de ces liaisons sont bien des liaisons sigma entre une orbitale hybride sp2 du carbone et l'orbitale S de l'hydrogène. Et puis il me reste cette fameuse deuxième liaison carbone-carbone, c'est une liaison qui implique les orbitales p qui sont parallèles.
Souvenez-vous, je vous avais rappelé que des orbitales P parallèles pouvaient se combiner pour former une orbitale moléculaire de type π. Ce deuxième trait que l'on indique dans les alcènes correspond à une liaison π.