Dans ce résumé de cours, nous aborderons les orbitales atomiques et leurs hybridations. L'hybridation est un concept clé en chimie, car elle sous-tend la dynamique de la liaison ainsi que la forme des molécules. Les orbitales, quant à elles, sont un autre sujet clé à considérer en ce qui concerne l'arrangement des électrons au sein d'un atome. Depuis que l'on est passé du concept d'électrons disposés dans des couches à celui d'orbitales, la chimie s'est considérablement développée.
- Nous reviendrons sur la définition de la structure de l'atome et la configuration électronique, ainsi que sur les nombres quantiques.
- Nous examinerons ensuite le modèle atomique dans la mécanique quantique.
- Nous apprendrons la fonction mathématique nommée équation de Schrödinger utilisée pour décrire l'orbitale atomique.
- Nous étudierons les formes et les types d'orbitale atomique.
- Enfin, nous aborderons quelques exemples des orbitales moléculaires.
Structure de l'atome
La structure atomique est la disposition des particules subatomiques dans l'atome. Un atome est la plus petite unité de matière ordinaire au sein d'un élément.
Les atomes contiennent trois types de particules subatomiques : les protons, les neutrons et les électrons.
Protons
Les protons sont des particules chargées positivement. Ils sont assez petits - un proton ne pèse qu'environ \( 1.67 \times 10^{-27} \ kg \) , mais nous avons tendance à mesurer leur masse sur une échelle particulière appelée l'échelle du carbone \( 12 \) . Sur cette échelle, un atome de carbone \( 12 \) a une masse d'exactement \( 12 \) et un proton a une masse d'environ \( 1 \) .
Les protons sont densément regroupés dans le noyau, au centre de l'atome. Ils sont très importants, car lorsque tu connais le nombre de protons d'un atome, tu sais où il se trouve dans le tableau périodique et de quel élément il fait partie.
Neutrons
Les neutrons sont des particules neutres. Ils ont également une masse relative d'environ \( 1 \) et se trouvent à côté des protons dans le noyau. Le nombre de neutrons peut varier entre les atomes d'un même élément sans que leurs propriétés chimiques en soient affectées.
Électrons
Les électrons sont des particules négatives. Si tu pensais que les protons étaient minuscules, tu vas avoir un choc : les électrons ont une masse réelle de ou une masse relative de \( \frac{1}{1840} \) sur l'échelle du carbone \( 12 \) . Ils ne se trouvent pas à côté des protons et des neutrons. Au lieu de cela, les électrons passent leur temps dans des niveaux d'énergie, également connus sous le nom de couches, en orbite autour du noyau. Les niveaux d'énergie augmentent à mesure qu'ils s'éloignent du noyau et les électrons essaient toujours de se trouver dans le niveau d'énergie le plus bas possible.
Pour plus d'informations, consulte " Couches électroniques ".
Le nombre d'électrons dans un atome détermine ses propriétés chimiques et ses réactions.
Configuration électronique
Les couches d'électrons sont également connues sous le nom de niveaux d'énergie. Chaque couche a un nombre quantique principal spécifique. Plus les couches s'éloignent du noyau, plus leur nombre quantique principal augmente et plus, elles ont un niveau d'énergie élevé.
Sous-couches d'électrons
Les sous-couches sont des divisions à l'intérieur de chaque couche. Elles ont également des niveaux d'énergie différents : la sous-couche \( s \) a l'énergie la plus basse, suivie de \( p \) , \( d \) et \( f \) . Chaque sous-couche contient un nombre différent d'orbitales. Par exemple, la sous-couche \( s \) ne comporte qu'une seule orbitale, tandis que les sous-couches \( p \) en comportent trois et les sous-couches \( d \) cinq.
Fig. 1- Nombres d'électrons dans les couches et les sous-couches.
Nombres quantiques
Selon le modèle de Schrödinger, les électrons peuvent occuper un espace à trois dimensions. Les électrons occupent des espaces appelés orbitales, et nous utilisons des nombres quantiques pour décrire ces orbitales.
Les nombres quantiques décrivent la taille, la forme et l'orientation dans l'espace des orbitales. Chaque électron d'un atome possède un ensemble unique de nombres quantiques.
Types de nombres quantiques
Il existe quatre types de nombres quantiques :
Nombre quantique principal \( (n) \)
- Décrit le niveau d'énergie ou la " couche ". \( n \) ne peut pas être égal à \( 0 \) ;
- Les valeurs autorisées de \( n \) sont \( 1, 2, 3,... \) et ainsi de suite.
Nombre quantique angulaire \( (l) \)
- Décrit la forme de l'orbitale ;
- Les valeurs autorisées de \( l \) sont \( 0,1,2..(n-1) \) .
Nombre quantique magnétique \( (m_l) \)
- Détermine le nombre d'orbitales dans une sous-couche et leur orientation ;
- Les valeurs autorisées sont comprises entre \( -l \) à \( +l \) .
Nombre quantique de spin électronique \( (m_s) \)
- Donne la direction du spin ;
- Les valeurs possibles sont \( + \frac{1}{2} \) et \( - \frac{1}{2} \) .
Modèle atomique : Mécanique quantique
Le modèle atomique quantique est le modèle le plus détaillé à ce jour de la composition et du fonctionnement de l'atome. Il a été élaboré grâce aux contributions d'Erwin Schrödinger, de Werner Karl Heisenberg et de Louis de Broglie. Le modèle est une extension du modèle de Bohr en ajoutant le concept de dualité onde-particule, et il est capable d'expliquer des atomes plus complexes que l'hydrogène.
Le modèle quantique propose que la matière puisse se comporter comme des ondes et que les électrons se déplacent autour de l'atome dans des orbitales. Une orbitale est une région dans laquelle la probabilité qu'un électron se déplace est plus élevée. Dans ce modèle, les électrons ne peuvent être localisés avec précision et les orbitales sont définies comme des nuages de probabilité.
Équation de Schrödinger : Fonction mathématique
La mécanique quantique est basée sur l'équation d'onde de Schrödinger et sa solution. La solution de l'équation d'onde fait apparaître l'idée de couches, de sous-couches et d'orbitales. La probabilité de trouver un électron en un point de l'atome est proportionnelle à \( \left | \Psi \right | ^2 \) en ce point, où \( \Psi \) représente la fonction d'onde de cet électron.
L'application de l'équation de Schrödinger à des atomes à plusieurs électrons présente quelques difficultés : L'équation d'onde de Schrödinger ne peut pas être résolue exactement pour un atome à plusieurs électrons. Cette difficulté a été surmontée en utilisant des méthodes approximatives.
L'application de l'équation d'onde de Schrödinger à la détermination de la structure d'un atome a conduit à la formation du modèle mécanique quantique de l'atome.
Qu'est-ce qu'une orbitale atomique ?
Nous verrons ici ce que sont les orbitales et les différents types d'orbitales. Nous verrons ensuite comment elles s'assemblent et comment se forment les orbitales hybrides.
Une orbitale atomique est une fonction mathématique de la probabilité de l'emplacement d'un électron dans l'atome.
La définition de base de l'orbitale nous indique qu'elle est associée à la définition des paramètres des électrons au sein d'un atome. Il existe plusieurs types d'orbitales que nous allons aborder ici.
Il existe quatre types principaux d'orbitales atomiques, dont nous décrivons les formes et les propriétés ci-dessous. Il est essentiel de se rappeler que chaque orbitale peut abriter \( 2 \) électrons. Chaque électron doit être dans un état de spin opposé en raison du principe d'exclusion de Pauli.
Formes et types d'orbitales
Il existe quatre types d'orbitales, comme indiqué ci-dessus, et chacune a sa propre forme, déterminée par le nombre de lobes présents dans l'orbitale. Certaines orbitales ont une forme spécifique, mais il faut que plusieurs d'entre elles s'assemblent pour former un niveau d'énergie.
| Orbitale | Nombre de lobes (et forme) | Nombre d'orbitales présentes |
| \( s \) | \( 1 \) (sphérique) | \( 1 \) |
| \( p \) | \( 2 \) (haltère) | \( 3 \) |
| \( d \) | \( 3 \) ou \( 4 \) | \( 5 \) |
| \( f \) | variable | \( 7 \) |
Types d'orbitales atomiques
Tu trouveras ci-dessous une image des trois premiers types d'orbitales atomiques : \( s \) , \( p \) et \( d \) . Tu n'as pas besoin de te préoccuper de la forme et de la nature des orbitales \( f \) . N'oublie pas que pour les orbitales \( p \) et \( d \) , les multiples de ces orbitales se rejoignent sur différents axes.
Il est important de souligner que les orbitales \( s \) sont présentes dans toutes les couches énergétiques, alors que les orbitales \( p \) ne sont présentes qu'à partir de la deuxième couche. De même, les formes orbitales supérieures ne sont ajoutées que dans les couches supérieures. Cela s'explique par le fait que les niveaux d'énergie supplémentaires peuvent contenir plus d'électrons et, en outre, des électrons dans des configurations différentes. Par exemple, l'orbitale \( d \) n'est introduite que dans la troisième couche, et l'orbitale \( f \) que dans la quatrième couche de l'atome.
Fig. 2- Formes des orbitales s et p.
Orbitales moléculaires
Par exemple, si tu as deux atomes d'hydrogène \( (H) \) séparés, qui ont leurs électrons non appariés dans une
orbitale \( 1s \) , et que ces deux atomes d'hydrogène se rapprochent l'un de l'autre, alors leurs
orbitales se chevaucheront et donneront naissance à des
orbitales moléculaires !
Une combinaison linéaire d'orbitales atomiques constitue une orbitale moléculaire.
Les orbitales moléculaires sont à l'origine de la théorie des orbitales moléculaires \( (OM) \) , dont l'objectif est de montrer la combinaison des orbitales atomiques des éléments en orbitales moléculaires.
La théorie des orbitales moléculaires stipule qu'il n'y a pas de paires solitaires ou de liaisons, mais seulement des électrons dans des nuages qui occupent différents niveaux d'énergie et sont répartis dans différentes régions de l'espace.
Orbitales dans les liaisons
Nous aborderons ici les différents types de liaisons créés par le chevauchement des orbitales. Cela découle de la théorie des orbitales lorsqu'elles sont appliquées à la liaison. Au lieu de penser à la liaison en termes d'électrons, nous considérons ici la liaison en termes d'orbitales et la façon dont elles peuvent produire différents types de liaisons à partir de leur chevauchement.
Liaisons sigma
Les liaisons sigma \( (σ) \) résultent du chevauchement des lobes orbitaux simples le long de l'axe reliant les deux noyaux de liaison. Dans ce cas, les lobes d'un seul électron se chevauchent et produisent effectivement une seule liaison. Il peut s'agir de deux orbitales \( s \) qui se chevauchent, d'une orbitale \( s \) et d'une orbitale \( p \) qui se chevauchent, ou de deux orbitales \( p \) qui se chevauchent avec un seul lobe de chaque orbitale. Le chevauchement des orbitales \( p \) qui donne lieu à des liaisons sigma ne se produit que lorsque les deux orbitales \( p \) sont positionnées horizontalement sur leur axe.
Liaisons Pi localisées
Les orbitales Pi \( \pi \) sont formées par le chevauchement de plusieurs lobes de deux orbitales adjacentes. Il s'agit ici du chevauchement d'orbitales \( p \) lorsqu'elles sont en position verticale dans l'axe. Les lobes supérieur et inférieur se chevauchent perpendiculairement à l'axe reliant les deux noyaux de liaison, donc au-dessus et au-dessous de la liaison sigma.
Un aspect essentiel de ce type de liaison est qu'il crée une liaison \( \pi \) localisée et de forme fixe. Cela signifie que l'orientation des liaisons créées est stabilisée dans la molécule.
Liaisons Pi délocalisées
Il existe des liaisons pi dont les électrons sont délocalisés. La délocalisation des électrons par les liaisons pi se produit dans les grandes structures en anneau qui permettent le chevauchement de plusieurs orbitales \( p \) .
Il est important de se rappeler qu'en raison de ces grandes structures en anneau, les orbitales \( p \) sont capables de former de grandes structures en anneau au-dessus et au-dessous de l'anneau. Celles-ci permettent la délocalisation des électrons, ce qui crée des nuages de densité électronégative, et confèrent des propriétés chimiques et physiques spécifiques à ces structures en anneau.
Orbitales hybrides
Les orbitales hybrides se forment lorsque différentes orbitales d'un même atome se combinent pour produire une orbitale hybride destinée à la formation d'une liaison.
Il existe trois types d'orbitales hybrides : \( sp \) , \( sp^2 \) et \( sp^3 \) . Ces orbitales hybrides sont constituées d'un nombre différent d'orbitales \( s \) et \( p \) qui se combinent de différentes manières. Elles permettent à l'atome de se lier différemment selon la façon dont les électrons sont disposés dans les niveaux d'énergie, ce qui permet aux molécules qui en résultent de prendre la forme qu'elles ont. Ces orbitales hybridées permettent aux molécules d'avoir des géométries moléculaires distinctes basées sur la théorie \( VSEPR \) .
Équation et formule pour l'hybridation des orbitales
Nous examinerons ici les différents types d'orbitales hybrides et la manière dont elles se forment.
Les orbitales hybrides se forment à partir de la combinaison d'orbitales \( s \) et \( p \) . Par exemple, toutes les orbitales reposent sur la combinaison des orbitales \( s \) et \( p \) existantes dans un atome pour créer une orbitale hybride.
L'hybridation des orbitales se produit souvent pour se lier à d'autres éléments dans des orientations et des géométries particulières.
Hybridation \( sp^3 \)
L'hybridation \( sp^3 \) repose sur la création d'un atome qui possède \( 4 \) domaines électroniques possibles en interaction pour la liaison. Ce domaine est créé en combinant les orbitales \( s \) et \( p \) qui passent par l'excitation et l'hybridation.
Les orbitales \( sp^3 \) hybridées permettent à quatre atomes différents de se lier à l'orbitale. Dans le scénario non hybridé, les orbitales \( p \) à moitié remplies ne permettent pas une géométrie et une liaison appropriées, alors que l'hybridation \( sp^3 \) permet une géométrie tétraédrique de l'atome.
Hybridation \( sp \) et \( sp^2 \)
Parmi les autres types d'orbitales hybridées, citons les orbitales hybridées \( sp^2 \) , qui permettent à trois atomes de se lier, créant ainsi une géométrie moléculaire planaire trigonale, et l'orbitale hybridée \( sp \) , qui permet à deux atomes de se lier, généralement avec des liaisons multiples pour satisfaire la configuration électronique au sein de l'atome, créant ainsi une molécule linéaire. Ainsi, la combinaison des orbitales \( s \) et \( p \) permet aux molécules d'adopter la bonne forme et aux atomes de se lier les uns aux autres.
Ceci est dû au fait que les orbitales hybridées \( sp \) combinent une seule orbitale \( s \) et une seule orbitale \( p \) , tandis que les orbitales hybridées \( sp^2 \) combinent une orbitale \( s \) et \( 2 \) orbitales \( p \) (d'où \( sp^2 \) ).
Peux-tu constater qu'à chaque augmentation de l'hybridation, un autre axe de liaison possible est ajouté ? Pense que la quantité de lobes disponibles pour la liaison correspond à la quantité de lettres présentes dans l'orbitale hybridée.
Par exemple : \( sp = 2 \) orbitales = \( 2 \) lobes, \( sp^2 = 3 \) orbitales = \( 3 \) lobes, \( sp^3 = 4 \) orbitales = \( 4 \) lobes.
Exemples d'orbitales hybrides
Nous aborderons ici quelques exemples d'orbitales et d'orbitales hybrides dans les molécules.
Exemples de liaisons moléculaires par chevauchement d'orbitales
Quelques exemples montrent clairement comment différentes orbitales se chevauchent de différentes manières pour produire différents types de liaisons. Voici quelques exemples clés :
- \( H_2 \) : La liaison la plus simple dans la molécule d'hydrogène est une liaison simple qui se forme par le chevauchement de deux orbitales \( s \) , créant ainsi une liaison sigma.
- \( C_2H_6 \) : la liaison carbone-carbone est ici une liaison simple, qui repose à nouveau sur le chevauchement des orbitales \( sp^3 \) , créant ainsi une liaison sigma. Les \( 6 \) liaisons carbone-hydrogène résultent du chevauchement entre l'orbitale \( sp^3 \) du carbone et l'orbitale \( 1s \) de l'hydrogène.
- \( C_2H_4 \) : la liaison carbone est une liaison double, ce qui signifie qu'elle utilise également des orbitales \( p \) pour créer une liaison pi supplémentaire. En effet, les carbones sont hybridés \( sp^2 \) et la liaison sigma est formée par le chevauchement de deux orbitales hybrides \( sp^2 \) , tandis que la liaison pi est formée par le chevauchement de deux orbitales \( p \) perpendiculaires non hybridées.
- \( C_2H_2 \) : la liaison carbone dans l'éthyne est une triple liaison qui se forme à partir de deux orbitales \( p \) liées par deux liaisons pi supplémentaires et une liaison sigma. La triple liaison provient du fait que les carbones sont hybridés \( sp \) et que les liaisons sigma entre les atomes de carbone sont formées par le chevauchement de ces deux orbitales \( sp \) , les deux liaisons pi étant formées par le chevauchement des quatre orbitales \( p \) non hybridées restantes.
- \( N_2 \) : Ici, la triple liaison entre deux nitrogènes repose également sur le chevauchement de plusieurs orbitales pour créer deux liaisons pi et une liaison sigma. La dimolécule d'azote est capable de s'hybrider dans des orbitales hybrides \( sp \) pour se lier à elle-même par une liaison sigma. Ainsi, chaque atome d'azote est hybridé \( sp \) , ce qui crée la bonne quantité d'orbitales non hybridées pour la formation de la triple liaison.
- \( HCN \) : La liaison dans le cyanure d'hydrogène \( (HCN) \) se produit par la formation d'une triple liaison entre le carbone et l'azote. Dans ce cas, les deux atomes sont hybridés, ce qui permet la formation de la forme linéaire de la molécule et de la triple liaison. L'atome d'hydrogène de cette molécule n'est pas hybridé.
Orbitales hybrides dans les molécules
Certains exemples concernant les orbitales hybrides sont observés dans les effets de l'orientation \( 3D \) de la molécule. Prenons l'exemple du carbone, qui peut s'hybrider en orbitales hybrides \( sp^3 \) . Cela permet de former la conformation tétraédrique du carbone, comme le montre l'exemple du \( CH_4 \) . Le méthane possède une géométrie moléculaire tétraédrique distincte qui permet à ses liaisons d'être aussi éloignées que possible, avec un angle de liaison de \( 109,5^o \) . Cela est dû à l'hybridation des orbitales, sans laquelle la liaison tétraédrique du carbone ne serait pas possible.
L'hybridation est également observée dans des éléments qui ne sont pas spécifiques au carbone ou à la chimie organique, tels que l'azote, comme expliqué ci-dessus.
Orbitale atomique - Points clés
- La structure atomique est la disposition des particules subatomiques dans l'atome.
- La configuration électronique est la disposition des électrons dans les couches, les sous-couches et les orbitales au sein de l'atome.
- Les nombres quantiques décrivent la taille, la forme et l'orientation dans l'espace des orbitales.
- La mécanique quantique est basée sur l'équation d'onde de Schrödinger et sa solution.
- Le modèle atomique quantique est utilisé pour décrire la composition et le fonctionnement de l'atome.
- Une orbitale atomique est une fonction mathématique de la probabilité de l'emplacement d'un électron dans l'atome.
- La combinaison linéaire d'orbitales atomiques constitue une orbitale moléculaire.
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