Il est très important de maîtriser ces structures de Lewis, leur écriture, mais aussi de comprendre, en première année à l'université, la limite d'un modèle de ce type-là. Mais ça ne veut pas dire qu'il doit être jeté. Il est très utile dans l'écriture habituelle des molécules, comprendre la réactivité, et c'est prendre un peu de recul et dire qu'il y a certaines propriétés des molécules.
on va en voir par exemple le paramagnétisme de l'oxygène, HE+, ou HE2+, d'ailleurs, une petite molécule à base d'hélium qui peut être stabilisée, ces choses-là vont s'expliquer, peuvent s'expliquer, grâce à une approche quantique de la liaison. Et bien sûr, l'autre chose importante, c'est que... Il faut essayer de trouver aussi un sens physique un peu plus approfondi sur cette notion de liaison simple, liaison double, voire liaison triple qui existe entre deux atomes d'azote par exemple. Et pour ça, on va... faire appel à nos connaissances de la structure électronique des atomes et de l'orientation des orbitales.
Vous vous souvenez, orbitales de type S, orbitales sphériques, orbitales de type P, des orbitales qui ont... les directions dans l'espace perpendiculaires entre elles, Px, Py, Pz. Et vous allez voir que si on regarde la liaison d'un peu plus près, et tenons compte de ces connaissances, alors on va pouvoir commencer à interpréter qu'est-ce que c'est une liaison simple, et comment on peut l'expliquer par recouvrement d'orbital, qu'est-ce que c'est une liaison double, vous allez voir, c'est pas tout à fait pareil, et ça crée par exemple une rigidité. de la liaison ? Qu'est-ce que c'est une liaison triple ?
Et enfin, comment est-ce qu'on explique la géométrie des molécules ? De ce point de vue-là, on va faire appel à une notion que vous devez maîtriser en première année à l'université, c'est cette notion d'hybridation d'orbitales atomiques, qui sera la première étape avant la constitution d'orbitales moléculaires. On va parler de recouvrement d'orbitales atomiques pour créer des orbitales moléculaires. Dans un premier temps, pour vous, la notion d'orbital moléculaire, ça veut dire en fait la possibilité de créer une liaison covalente ou pseudo-covalente entre deux atomes.
Quelles sont les conditions pour que cela soit possible ? Alors on vous montre certains cas où ce recouvrement et donc la création d'un phénomène constructif, donc une force qui va maintenir les deux atouts ensemble, les conditions nécessaires pour que cela devienne réalité. Alors, il faut bien sûr regarder le type d'orbital qui existe dans les atomes.
Nous, on en a vu trois sortes. Des orbitales de type S, des orbitales de type P et des orbitales de type D. Vous savez que les orbitales de type F, mais peu importe. La première grande différence qu'il faut que vous...
Vous ayez présent à votre conscience la notion de direction. Une orbitale de type S, sphérique, n'a pas de direction particulière. Vous êtes d'accord ?
Puisqu'une sphère, ça peut se recouvrir dans les trois directions de l'espace. de manière identique. Oui ?
Je veux être sûr que vous compreniez ça. Vous voyez une sphère ? Que vous... Vous allez par au-dessus, par en dessous, de côté, etc., quel que soit l'angle d'attaque.
un recouvrement est toujours possible. Donc, lorsque deux orbitales sphériques S se rencontrent, et qu'elles ont des énergies à peu près équivalentes, on va pouvoir faire effectivement un recouvrement. Donc là, c'est la situation la plus simple.
L'autre situation possible, c'est deux orbitales de type P. Ce sont des orbitales directionnelles. Je vais les représenter avec mes index. On sait que pour que, et ça a été même théorisé et vérifié par certaines approches calculatoires, pour que deux orbitales de type P créent une orbitale moléculaire, Il faut soit qu'elle se rencontre comme ça, c'est-à-dire qu'elle se chevauche dans une direction unique, vous comprenez ? Ou alors...
Donc ça va former des liaisons identiques à un recouvrement sphérique, comme ça. Ou alors, l'autre possibilité, c'est quand elles sont toutes les deux parallèles, mais pas en recouvrement direct, mais en recouvrement, on dit, latéral, comme ça. Et on voit, on a vu, on a vérifié par le calcul, si vous avez des situations différentes, alors le recouvrement ne fonctionne pas. Vous voyez ?
Ça c'est différent. Soit comme ça, soit comme ça. Et ces situations peuvent se présenter en effet.
Vous m'avez suivi ? Et bien sûr, troisième possibilité pour nous, c'est une orbitale sphérique de type S et une orbitale de type P. Ceci peut aussi donner un recouvrement.
On va l'appeler S. Là, bien sûr, le recouvrement peut se faire dans toutes les directions. Il faut simplement que les énergies de ces orbitales atomiques soient du même ordre de grandeur.
Est-ce que ça, ça va ? Donc ça, c'est la première chose qu'il est important de comprendre et ça s'appuie sur les connaissances que nous avons étudiées ensemble au premier semestre. C'est pour ça que, vous voyez, on ne peut pas, comme je vous l'ai dit... On est obligé de tenir compte de ces connaissances et de considérer que ce sont des acquis.
Vous devez savoir à quoi ressemblent ces orbitales atomiques, les structures électroniques des atomes, etc. Pourquoi il faut faire appel à cette notion d'hybridation ? Pour comprendre la forme de ces molécules et que signifie une double et une triple liaison. Tout d'abord, une molécule qu'on a vue tout à l'heure, c'est le méthane.
Si on regarde la géométrie de cette molécule, Et on a des données expérimentales qui permettent de prouver que la géométrie est celle-là. L'atome de carbone est au centre d'un tétraèdre pratiquement parfait formé par les quatre hydrogènes qui l'entourent. Vous voyez ce que c'est un tétraèdre ?
Il y a quatre hydrogènes, forme à tétraèdre, et au centre, vous avez l'atome de carbone. Ça veut dire qu'entre ces liaisons, il y a 109 degrés et des brouettes. Et pourquoi c'est un peu étrange, d'après nos connaissances de la chimie ?
Parce que si on regarde la structure électronique du carbone, vous vous souvenez, carbone, c'est un S, ça ne nous sert pas à grand chose. Puis nous avons une 2S et des orbitales sous couche 2P. Voilà la structure électronique du carbone. Donc ça veut dire que si vous regardez le carbone en tant qu'élément seul, vous voyez donc une orbitale sphérique, et ensuite vous voyez deux électrons dans des orbitales qui sont perpendiculaires, Px, Py.
Vous me suivez ? Et ensuite, lorsque ce carbone réagit avec 4 atomes d'hydrogène pour former la molécule de méthane, vous vous retrouvez avec 4 liaisons équivalentes qui font des angles entre elles. de 109 degrés et des brouettes.
Donc il y a quelque chose qui s'est passé. Parce que sinon, si rien ne s'était passé là, on aurait des angles de 90 degrés dans cette molécule de méthane. Vous me suivez ?
Et pour expliquer ça, en chimie, on fait appel à cette notion d'hybridation. On dit que ces orbitales présentes dans la couche n égale 2 forment en fait 4 orbitales équivalentes, donc les 2s2p, ça devient... 4 orbitales hybrides qu'on appelle sp3. Alors pourquoi sp3 ?
Ça c'est très facile à retenir parce que ça se forme à partir d'une orbitale s et de 3 orbitales p. sp3 Et dans ces 4 orbitales hybrides ou hybridées sp3, dans chacune de ces orbitales, il y a un électron. Vous voyez ? Et maintenant, une fois qu'on a posé ça, le modèle de Lewis peut à nouveau revenir et dire, bon maintenant c'est facile de représenter la molécule de méthane. Eh bien, il y a un électron apporté par chaque hydrogène et ça forme quatre doublés liants entre le carbone. donc de valence 4, et ces hydrogènes autour de lui.
Et vous voyez, on ne peut pas simplement dire que c'est les orbitales atomiques qui réagissent telles quelles. On est obligé... de passer une étape qui est l'étape de l'hybridation de ces orbitales atomiques. Donc une modification, un changement d'énergie, vous voyez ?
C'est-à-dire que le carbone, quand il va arriver, on peut représenter ça, il va arriver 4 hydrogènes, il change un tout petit peu son niveau d'énergie. Il s'adapte pour former 4 liaisons équivalentes. S'il ne s'adapte pas, il ne peut pas faire de liaisons.
ou alors il ferait CH2, quelque chose comme ça, mais pas CH4. Vous me suivez ? Donc c'est le premier exemple, et chaque fois que vous avez un atome de carbone ou équivalent qui est entouré par quatre autres atomes, même dans des molécules plus sophistiquées, avec des angles proches de ce sera un critère important pour dire que probablement cet atome est dans une hybridation de type ou qui ressemble à une hybridation sp3. Donc les valeurs des angles entre l'atome central, à peu près de donc dans une configuration tétraédrique, nous dira probablement que cet atome est dans une hybridation qu'on appelle sp3. Sp3, c'est parce que quatre liaisons équivalentes dans l'espace.
ça forme un tétraèdre comme 6 liaisons équivalentes dans l'espace ça forme un octaèdre mais on le verra un peu plus tard une hybridation différente que je vais vous expliquer à partir d'une molécule particulière qu'on connait qui s'appelle l'éthylène et qui est une molécule dont la formule est C2H4 On sait, grâce à des mesures spectroscopiques, que cette molécule contient deux atomes de carbone qui sont liés entre eux. Pour l'instant, je mets des pointillés. Et qu'il y a des liaisons avec les atomes d'hydrogène sur chaque atome de carbone.
Si on regarde l'approche de Lewis qu'on a vue tout à l'heure, naturellement vous allez mettre une double liaison entre les deux atomes de carbone et vous dites, bon, c'est une petite molécule avec une double liaison carbone-carbone. Mais qu'est-ce que c'est cette double liaison et comment elle peut s'expliquer du point de vue de l'hybridation, ce qu'on est en train d'expliquer maintenant ? Alors, le carbone, comme tout à l'heure, on a 2S, 2P, et qu'est-ce qu'on constate ? C'est qu'en fait, globalement, chaque atome de carbone est entouré par trois atomes.
deux atomes d'hydrogène et un autre atome de carbone. Donc il fait en fait trois liaisons. Et ces trois liaisons, elles font à peu près 120 degrés.
Donc c'est une répartition dans l'espace de trois densités électroniques autour d'un atome de carbone. Et ensuite on va voir si on écrit ça, ça ça s'appelle l'hybridation sp2, je vais vous montrer au tableau noir ce que ça représente. Et ensuite il y a la possibilité d'un recouvrement latéral supplémentaire entre les deux atomes de carbone et c'est ça. la nature de la double liaison et vous allez comprendre surtout que à cause de cette nature particulière du recouvrement latéral dans une molécule d'éthylène les deux atomes de carbone ne peuvent plus bouger les uns par rapport aux autres oui parce que sinon vous casser une des deux liaisons alors que le modèle de lewis ne nous le dit pas forcément alors l'hybridation sp2 c'est quoi bien c'est Cette configuration atomique, elle va donner quoi ? Elle va donner en fait des orbitales équivalentes qu'on appelle sp2 qui se forment à partir d'une orbitale s et de deux orbitales p et il va rester une orbitale p non hybridée que je mets ici par exemple on va l'appeler pz si vous voulez mais ça n'a aucune importance il y a en tout quatre électrons à placer donc trois électrons dans Les trois orbitales hybrides sp2, et bien sûr il reste un électron dans l'orbitale non hybridée pz.
Si on regarde la répartition de ces orbitales hybrides autour du carbone, ces trois orbitales équivalentes se répartissent dans l'espace autour du carbone. près de 120 degrés et évidemment il reste l'orbital pz sur chaque atome de carbone alors on va le représenter ici on va la représenter ici si vous voulez cet orbital pz elle est ici elle est ici et c'est elle qui forme en fait par recouvrement latéral Cette deuxième liaison entre les deux atomes de carbone, on appelle ça une liaison de type pi. Le recouvrement direct entre deux des orbitales hybrides du carbone, c'est un recouvrement de type sigma, et ensuite vous avez un recouvrement de type latéral qu'on appelle un recouvrement pi.
Sur cet exemple très simple, retenez absolument cette idée de géométrie figée. Ça veut dire que les deux atomes de carbone ne peuvent plus bouger. Parce que vous voyez, le recouvrement latéral, vous pouvez faire ça.
C'est comme ça que si vous pouvez... cadenasser quelque chose. Vous ne pouvez pas casser ce recouvrement latéral. Vous ne pouvez pas le tourner comme ça.
Alors qu'un recouvrement direct, même si vous faites ça, ça ne change rien sur le recouvrement. Par contre, s'il y a un recouvrement latéral, vous voyez bien que vous... vous ne pouvez pas, si vous faites ça, vous cassez la liaison, et casser la liaison, ça coûte de l'énergie. Vous voyez, ça c'est quelque chose d'important, puisque ça va impliquer toute la suite de ce cours sur les molécules, c'est que les molécules ont des formes particulières qui sont figées par ces orbitales de type pi, et qui correspondent à des recouvrements latéraux d'orbitales de type pi. Donc sur la diapositive du cours, c'est clairement représenté, on a marqué 2px mais ça n'a aucune importance.
Il y a une orbitale p qui n'est pas hybridée, deux orbitales p hybridées avec l'orbitale s, on sent qu'on l'appelle sp2 cette fois-ci et pas sp, plus une orbitale non hybridée qui va participer au recouvrement du type pi. Donc les termes nouveaux qu'il faut retenir, pour vous, c'est recouvrement direct, on appelle ça des orbitales, ou recouvrement sigma, recouvrement latéral, pi. Il y a d'autres exemples qui sont donnés dans le cours, vous verrez, l'exemple du butadienne, C4H6.
qui possède des liaisons doubles, des liaisons simples. Et vous pouvez revenir sur ce qu'on a vu, on a discuté tout à l'heure sur la mesomérie, avec cette connaissance supplémentaire, pour comprendre pourquoi maintenant les électrons peuvent se déplacer et à quel endroit certaines molécules vont être figées d'un point de vue géométrique. Dans le cas du benzène, on a simplement mis des doublés, nos 15 doublés qu'on a dessinés tout à l'heure.
Maintenant, si tu veux mieux comprendre ce que sont ces électrons qu'on a représentés avec un cercle, il faut regarder la diapo et représenter ces orbitales P non hybridées. Le benzène, c'est des carbones hybridés sp2, puisqu'ils forment des liaisons de Allez ! une liaison avec un hydrogène, deux liaisons avec d'autres carbones, et il reste une orbitale P non hybridée, et c'est cette orbitale P qui va faire que ces électrons peuvent bouger sur cette molécule de benzène, passer d'un atome de carbone à l'autre.
Dernier cas de figure, il existe une autre molécule très simple à base de carbone et d'hydrogène, qu'on appelle l'acide. Sa formule chimique, c'est C2H2, et on sait grâce à des mesures et des études spectroscopiques que c'est une molécule qui est linéaire. Et si vous écrivez... Cette molécule dans le modèle de Lewis, vous avez tendance à mettre une triple liaison entre les deux atomes de carbone. Ce qui correspond, vous allez voir, à la réalité.
D'ailleurs, on l'avait vu la semaine dernière. En mesurant la distance entre deux atomes, carbone en particulier, par diffraction des rayons X, c'est là que c'est le plus précis et le plus facile d'accès, on peut savoir que cette liaison est plutôt simple. plutôt double ou plutôt triple. Une liaison triple c'est plus court qu'une liaison double, une liaison double c'est plus court qu'une liaison simple.
Je vous ai donné les distances la fois dernière et les distances sont même dans la vidéo qu'on a posté la semaine dernière. Maintenant, c'est quoi cette liaison triple du point de vue du recouvrement des orbitales atomiques ? Il faut regarder tout d'abord la géométrie.
La géométrie n'est pas la même que tout à l'heure. Cette fois-ci, entre une liaison et une autre liaison du carbone, l'angle est 180 degrés. Ce n'est pas 120 et ce n'est pas 109 et des brouettes.
Donc c'est quelque chose de différent. Cela veut dire que... On va construire autour de chaque atome de carbone une architecture, un premier recouvrement sigma, avec deux orbitales équivalentes.
Mais ce sont des orbitales hybrides. Et comment est-ce qu'on fabrique deux orbitales hybrides à partir d'une 2s et d'une 2p ? En prenant la 2s, une orbitale...
2p, 2px par exemple, pour former une hybridation qu'on appelle sp, il va rester deux orbitales p non hybridées, la py ou la pz par exemple. L'hybridation sp, c'est quoi ? C'est deux orbitales hybrides ici, avec chacune un électron, et deux orbitales, par exemple py, tz, non hybridées.
Donc ça c'est hybridé, on l'appelle sp. Une orbitale s, une orbitale p. Et comme il y a deux électrons à répartir dans l'espace, ils se mettent le plus loin possible, ça veut dire qu'ils se mettent à l'un de l'autre. Et une fois que ça c'est fait, alors je le représente habituellement avec les doigts, vous voyez, si mon majeur c'est le recouvrement direct des orbitales hybrides, des deux atomes de carbone, il reste là deux orbitales non hybridées, c'est mon index et mon pouce, et vous voyez bien que s'ils sont l'un en face de l'autre, comme ça, si le premier est en face, Comme l'autre est à l'autre aussi est en face. Et ça forme deux recouvrements possibles supplémentaires.
Donc une double liaison π, c'est la liaison triple. Donc une liaison σ, une liaison π et une autre liaison π. C'est la triple liaison.
C'est représenté sur ce dessin. L'orbital hybride sp sert à faire une liaison avec le carbone d'un côté, de l'autre côté avec un hydrogène, et il reste entre les deux atomes de carbone la possibilité d'un recouvrement, un double recouvrement. en Pi avec les deux orbitales P non hybridées, d'où cette triple liaison. Et bien sûr, même conséquence que pour la liaison double, cette liaison triple fige complètement les mouvements.