Chimie générale : Chapitre vi hybridation – geometrie des molecules
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Télécharger packChapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 71 CHAPITRE VI : HYBRIDATION – GEOMETRIE DES MOLECULES VI.1 : HYBRIDATION DES ORBITALES ATOMIQUES.
VI.1.1 : Introduction.
La théorie d’hybridation a été développée au cours des années 1930, notamment par le chimiste américain Linus PAULING, prix NOBEL de Chimie en 1954.
L’hybridation est la transformation des orbitales de l’atome pour les adapter à une meilleure description de la géométrie moléculaire.
L’hybridation consiste en le mélange d’orbitales d’un atome de manière à former de nouvelles orbitales hybrides qui permettent de mieux décrire qualitativement les liaisons entre atomes. Les orbitales hybrides résultantes sont très utiles pour expliquer la forme des orbitales moléculaires des molécules.
Les orbitales hybrides ou mixtes ne sont pas des pures orbitales atomique S ou P (ou d) comme dans le cas des atomes isolés, mais elles sont obtenues par recombinaisons pondérées entre orbitales S et P (éventuellement d) par activation de l’atome (passage de l’état fondamental à l’état excité).
L’opération mathématique qui permet d’obtenir les orbitales hybrides, s’appelle hybridation des orbitales. Il existe divers types d’hybridations. Parmi les principaux on a : • Hybridation tétragonale ou tétraédrique S.P3 • Hybridation trigonale S.P2 . • Hybridation digonale S.P • Hybridation des orbitales d. VI.1.2 : Hybridation tétraédrique ou tétragonale sp3 S’obtient en combinant la fonction 2s aux trois fonctions 2p.
1 orbitale S + 3 orbitales P 4 orbitales hybrides SP
3 - Orbitales Hybrides de même forme et de même énergie. - Axe dirigé vers les sommets d’un tétraèdre régulier ayant l’atome C pour centre - Angles entre la liaison 109°,3 - L’électron sur chaque orbite → 4 liaisons identiques
Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 72 L’hybridation sp3 est adaptée à la représentation des molécules tétraédriques telles que CH
4 , H3 C-OH , H3 C-CH3 VI.1.2.a : Hybridation sp
3 du carbone. (Valence 4).
Configuration électronique de C à l’état fondamentale. 1S2 ,2S2 , 2p
2 Le carbone possède 2 électrons célibataires. Il ne peut former que deux liaisons.(fig a)
Configuration électronique de C à l’état excité. 1S2 ,2S1 , 2p
3 Le carbone présente quatre électrons célibataires, donc quatre liaisons dont trois sont identiques, ce qui est en désaccord avec l’expérience (fig b) Orbitales atomiques hybrides sp3 du carbone.
On considère que le carbone dans son état réactionnel possède quatre orbitales hybrides équivalentes qui sont obtenues en mélangeant les orbitales atomiques de base 2S, 2Px, 2Py et 2Pz. (fig c)
Tétraédrique ou tétragonale. Angle entre les orbitales = 109,5° S.N.P S.N.S 2S Excitation
E Hybridation S.N d’énergie intermédiaire entre Set P état fondamental
état excité état hybride ou mixte 2P
E 2p
E SP3 Fig a :
Fig b : Fig C : 2P Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 73
Recouvrement SP3 -S dans CH4 Les électrons S des 4 atomes d’hydrogène s’associent aux 4 électrons SP
3 du carbone par recouvrement axial pour donner 4 orbitales moléculaires
Equivalence des 4 liaisons qui pointent vers les sommets d’un tétraèdre.
VI.1.2.b : Hybridation sp
3 de l ’oxygène.
Configuration électronique de O : 1S2 , 2S2 , 2P
4 Recouvrement sp3 -s dans H2 OO HH CH HH Hσ σσσ σσσ σσ σσσ σσσ σ
E 2S 2P E Hybridation Orbitale hybride Orbitales atomiques hybrides SP
3 de l’oxygène. Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 74 Orbitales moléculaires σsp3 -s. Hybridation sp3 .
Nombre d’atomes liés + le nombre de doublets libres = 4
Angle entre les orbitales hybrides = 109,5°
VI.1.3 : Hybridation Sp
2 S’obtient en combinant la fonction 2s à deux fonctions 2p, sans modifier la dernière. 1 orbitale S + 2 orbitales P 3 orbitales hybrides SP
2 + 1 orbitale P pure Caractère : - Structure géométrique plane. - Angle de 120° entre orbitales hybrides - Axe orbital P axes des orbitales hybrides S P2 - 3 liaisons identiques + 1 liaison avec O.P
3 Orbitales hybrides identiques de direction fixée sommet d’un triangle.
L’hybridation SP
2 est adaptée à la représentation des atomes dans les molécules planes telles que ALCl
3 ,H 2C=O, H2 C=CH2 σσσ σσσσ σH OH 120° entre orbitales hybrides S.P2 S.P2 S.P2 Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 75
VI.1.3.a : Hybridation sp
2 du carbone dans C2 H4 Configuration électronique de C
Orbitales atomiques hybrides sp
2 Recouvrement des orbitales SP
2 • Liaison formée par recouvrement entre 2 orbitales hybrides SP2 • Liaison avec électrons 1 S de l’hydrogène et électrons SP
2 des orbitales
hybrides du carbone. CC HHHH C2 H 4
Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 76 Orbitales atomiques p Recouvrement des orbitales p.
Recouvrement latéral des orbitales P parallèles entre elles.
Orbitales moléculaires.
liaison double (C C) constituée par 1 liaison et 1 liaison . • Liaison formée par recouvrement entre 2 orbitales hybrides SP2 • Liaison formée par recouvrement latéral des orbitales P parallèles entre elles. • Liaison
avec électrons 1 S de l’hydrogène et électrons SP
2 des orbitales hybrides. σσσ σσ σσσ σσσ σπ πππ σσσ σσ σσσ CH HC HH σσσ σσ σσσ σσσ σπ πππ σσσ σσ σσσ CH HC HH Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 77
Hybridation sp
2 Nombre d ’atomes liés = 3
Angle entre les orbitales hybrides = 120°
Planaire VI.1.4 : Hybridation Sp.
S’obtient en combinant l’orbitale 2s à une orbitale 2p, sans modifier les deux autres. Deux orbitales (2s, 2p) se transforment par combinaison en deux hybrides sp.
On se retrouve en présence de 2 orbitales SP hybrides et de 2 orbitales P pures réalisant une hybridation digonale SP.
1 Orb S + 1 Orb P → 2 Orbitales Hybrides S.P + 2 Orbitales P pures. Caractère. • Structure géométrique linéaires. • 180° entre axes des orbitales hybrides SP. • Axes des orbitales P axes des orbitales hybrides SP. • 2 Liaisons identiques + 2 liaisons Π ( orbitales P) L’hybridation SP est adaptée à la représentation des atomes dans des molécules linéaires telles que BeCl2 , HCCH, HCA/ VI.1.4 .a : Hybridation SP
du carbone.C 2H 2CCHH SP2 Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 78
Configuration électronique de C
Orbitales atomiques hybrides SP
Recouvrement des orbitales SP
Orbitales atomiques p.
Recouvrement des orbitales SP et P Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 79
Orbitales moléculaires Liaisons triple constitué de 1 liaison et de 2 liaisons Π. Seul état SP permet de construire une triple liaison. • Orbitale hybride SP orientation opposée sur un axe centré sur l’atome de carbone.C 180° • Orbitales P pures ┴ entre elles.
Liaison σ formée par recouvrement entre 2 orbitales hybrides SP
Orbitales P pures →
formation de 2 liaison Π . Recouvrement latéral des orbitales P parallèles entre elles. Hybridation SP
Nombre d ’atomes liés + le nombre de doublets libres = 2
Angle entre les orbitales hybrides = 180° σσσ σσ σσσ 222 2πππ πσ σσσ CHCH
Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 80 VI.I.5 : HYBRIDATION DES ORBITALESd Rencontrées souvent dans les molécules ou ions complexes
Les principales hybridations des orbitales d sont : Sp3 d, SP3 d
2 et SP3 d3 VI.I.5.1. L’hybridation SP3 d
Exemple : molécule de penta chlorure de phosphore (PCl5 ).
5 liaisons autour de P (phosphore)
Structure électronique pris à l’état fondamental du phosphore P(z=15) .
: 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P3 3S2 3P3 Pour faire 5 liaisons, on doit réarranger les sous couches 3S et 3P du phosphore par combinaison avec la sous couche d. (z=15 ) 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S1 , 3P3 , 3d1 HybridationSP 3
d Combinaison d’1 orbitale S + 3 orbitales P + 1 orbitale d → 5 orbitales
hybrides SP3 d structure électronique à l’état fondamentale du chlore Cl(z=17) [Cl]
(z=17) : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P5 Recouvrement SP3 d du phosphore avec SP
3 du chlore. . Une orbitale sp
3 du chlore recouvre axialement une orbitale hybride sp3 d du phosphore pour former une liaison de type . 3 é célibataires 5 é célibataires Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 81 Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 82
Soit une géométrie en bipyramide à base triangulaire.
VI.I.5.2. L’hybridation SP3 d2 Exemple de l' ion hexachlorophosphore, PCl6 -. Création de six liaisons chimiques autour de l' atome de phosphore. On va procéder de la façon artificielle suivante:
on va créditer l' atome de phosphore d' un électron supplémentaire, de façon à créer l' ion formel P- .
: 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P3 3S2 3P3 : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3S2 , 3P
4 Afin de créer 6 liaisons à partir de l’ion P
- , on va réarranger arbitrairement les 6 électrons de la couche externe du phosphore auquel on a rajouter un électron supplémentaire en : : 1S2 , 2S2 , 2P6 , 3 ,3 ,3
!"""#"""$
%&'%() *) +,-).%)
1 orbitale 3S + 3 orbitales P + 2 orbitales d → 6 orbitales atomiques hybrides SP3 d2 P Cl Cl Cl Cl
Cl Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 83 Figure de répulsion qui correspond à 2 pyramides à basez carrée collés par la base / figure géométrique à huit faces ( un octaèdre)
A partir de là la construction de l' anion hexachlorophosphore
se poursuit de la façon suivante :: Chaque orbitale atomique hybride s p
3 d
2 contient un électron célibataire qui vient s'unir, par fusion axiale, avec une orbitale 3p de chaque atome de chlore contenant un électron célibataire. La fusion est axiale et on obtient une liaison de type à chaque fois. Il s' enformera six en tout.
VI.2 : GEOMETRIE DES MOLECULES VI.2.1 : Forme géométrique des molécules - méthode V.S.E.P.R (Valence Schell Electronic Pairs Répulsion ) ou R.P.E.C.V ( Répulsion des paires électroniques de la couche de valence)
Les molécules possèdent une certaine forme géométrique. Les liaisons autour de l'atome central ont une certaine orientation qui va donner une forme particulière à la molécule. L'objet de ce chapitre va être la prévision à priori de la forme d'une molécule Principe de la Méthode V.S.E.P.R
Cette méthode mise au point par Gillespie permet de prévoir très simplement la forme géométrique des molécules à partir de leur schéma de Lewis moléculaire.
L'hypothèse de Gillespie est que,
un atome ayant une symétrie sensiblement sphérique, les doublets présents sur la couche de valence vont devoir se répartir à la surface d'une sphère. les doublets électroniques étant chargés négativement se Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 84 repoussent et vont se placer de manière à être le plus éloigné possible les uns des autres. On obtient ainsi une figure de répulsion différente selon le nombre des doublets présents. Deux doublets vont se placer aux deux extrémités d'un diamètre de la sphère. La figure de répulsion est un segment de droite. Trois doublets vont se placer sur un plan équatorial de la sphère, dans des directions correspondant à celles d'un triangle équilatéral à 120° les unes des autres. Quatre doublets vont se placer sur la surface de la sphère, dans des directions correspondant à celles d'un tétraèdre à 109,5° les unes des autres. Cinq doublets vont se placer sur la surface de la sphère, dans des directions correspondant à celles d'un bi-pyramide à base triangulaire. Les trois premiers se plaçant à 120° les uns des autres sur un plan équatorial, les deux autres venant se placer de part et d'autre de ce plan. Six doublets vont se placer sur la surface de la sphère, dans des directions correspondant à celles d'une bi-pyramide à base carrée ou octaèdre, les quatre premiers se plaçant aux sommets d'un carré dans un plan équatorial, les deux autres venant se placer de part et d'autre de ce plan. Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Page 85 La méthode V.S.E.P.R consiste donc à déterminer la position relative des doublets entourant l'atome central, ces doublets pourront être de deux sortes : doublets participant à une liaison avec un autre atome. Ces doublets de liaison seront désignés par la lettre X doublets libres ne participant pas à une liaison avec un autre atome. Ces doublets libres seront désignés par la lettre E. Ces deux types de doublets participeront à la figure de répulsion et détermineront la géométrie moléculaire. L'orientation relative des doublets de liaison fixera les directions de ces liaisons et donc la géométrie de la molécule. Chapitre VI : Hybridation Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z)
VI.2.2 : Détermination de la géométrie moléculaire : Le premier travail consiste à trouver le schéma de connaître le nombre de doublets entourant l'atome central et par la même la figure de répulsion correspondante et
. Nous allons distinguer plusieurs types moléculaires conduisant à des géométries différentes, selon le nombre total de doublets entourant l'atome central.
Un type moléculaire sera décrit par le symbolisme suivant : n+m : représente le nombre total de directions à prendre en compte et détermine la forme de base de la molécule autour de A.
le type moléculaire AX
P=n+m Type moléculaire 2 droiteAX 2AXE 3 Triangle équilatéralAX 3AX 2E AXE2 Atome central n : Nbre d’atomes liés à l’atome central
Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules
Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Détermination de la géométrie moléculaire : Le premier travail consiste à trouver le schéma de Lewis moléculaire connaître le nombre de doublets entourant l'atome central et par la même la figure de répulsion correspondante et donc la géométrie moléculaire. . Nous allons distinguer plusieurs types moléculaires conduisant à des géométries différentes, selon le nombre total de doublets entourant l'atome central.
sera décrit par le symbolisme suivant : AXn AXn E
m : représente le nombre total de directions à prendre en compte et base de la molécule autour de A. le type moléculaire AXn E
m permet de donner la figure de répulsion.
Géométrie particulière angles exemples linéaire180° BeCl2 Linéaire
180° Triangle 120°BF 3
Coudée <120°SO 2
linéaire 180° : Nbre d’atomes liés à l’atome central m: nombre de doublets libres de l’atome central géométrie des molécules Page 86 Lewis moléculaire afin de connaître le nombre de doublets entourant l'atome central et par la même la figure . Nous allons distinguer plusieurs types moléculaires conduisant à des géométries différentes, selon le nombre total de doublets entourant l'atome central. nE m : représente le nombre total de directions à prendre en compte et permet de donner la figure de répulsion. Figures de répulsion m: nombre de doublets libres Chapitre VI : Hybridation Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z)
4 tétraèdreAX 4AX 3
E AX2 E2 AXE3 5 Bipyramide triangle AX5 AX4 E AX3 E2 AX2 E3 6
octaèdreAX 6AX 5
E base carréeAX 4E 2AX 3E 3AX 2E 4
Chapitre VI : Hybridation – géométrie des molécules
Structure de la matière (Par HENNI MANSOUR Z) Tétraèdre 109,5° CH4 Pyramide triangulaire <109,5° NH3 Coudée Forme en V <109,5° H2 O linéaire 180° Bipyramides triangulaires 120° et 90°PCl 5
papillon <120° et >90°SF 4
Forme en T <90°BrF 3
Linéaire
Octaèdre90° SF
6 Pyramide à base carrée
>90°BrF 5Carrée 90°X 2F 4 Forme en T90° Linéaire
180° géométrie des molécules Page 87