Besoin d'aide en atomistique

[invite369dec06]

Bonjour,

J'essaye de faire face à un des plus durs cours que j'ai jamais eu, enfin je pense

Voila en gros:

J'arrive à comprendre les structures électroniques des atomes: du style 1s²2s²2p² mais après des heures et des heures de recherche impossible de comprendre ce qu'est l'hybridation, je commence un peu à désespérer

Voila j'ai eu le droit à toutes les définitions possibles, mais aucune ne m'a vraiment aidé.

Le seul truc que j'ai vraiment remarqué c'est que quand le carbone effectue une liaison simple on fait une hyb sp3, pour une double sp2 et pour une triple: sp.

On m'a expliqué qu'il sagissait de fusion des structures électroniques énergiquement proches mais j'arrive pas tellement à comprendre à quoi ca sert.
Enfin lorsqu'on réarrange les électrons dans les cases quantiques après l'hybridation, la règle de Hund n'est même plus respectée.

En gros si vous avez une ptite explication pour un élève sortant tout juste de Term S qui pourrait m'aider, je suis preneur
-----

[invitedee75395]

Salut,
cela fait longtemps que je n'ai pas travaillé sur l'hybridation et ses fondements sont pour moi lointains.
je présume que l'énergie d'appariement des deux électrons s est trop élevée quand on dispose dans la sous-couche p d'une case vide.
Effectivement le carbone n'est pas un acide de Lewis.
Un électron s saute dans la sous-couche p, par ailleurs les sous-couche à demi et totalement remplies sont plus stables, et les deux sous-couches fusionnent.
D'où un carbone tetravalent.
sp³ signifie une case s hybridée avec 3 cases de la sous-couche p.

J'espère avoir répondu au moins partiellement à ta question.

[moco]

Les atomes de type 2s² 2p² sont des atomes de Carbone C. S'ils avaient vraiment adopté cette disposition électronique, ils seraient incoppables de fabriquer des molécules comme CH₄.
En effet, les deux électrons 2s formeraient une sous-couche pleine, donc qui ne se lieraient pas facilement aux éventuels atomes H qui approchent. Il resterait deux électrons sur les orbitales 2p. Ces électrons sont célibataires, donc peuvent se lier. Mais ces orbitales p sont à angle droit l'une de l'autre. Chacune dispose certes d'un électron, qui peut s'apparier à un électron venant d'atomes H approchant, mais la conséquence serait que la molécule contenant C et H serait CH₂, avec des angles de liaison de 90°C entre elles. Or CH₂ n'existe pas. Seul CH₄ existe, avec des angles de liaison de 109° entre elles.
La théorie est donc incapable d'expliquer CH₄. Conclusion : il faut changer la théorie. C'est là qu'est intervenu Pauling avec sa théorie un peu folle des hybrides (et il existe des scientifiques qui contestent cette théorie). Cela consiste à dire qu'on peut former des orbitales qui ne sont ni s ni p, mais comprises entre s et p.
Si on prend l'orbitale 2s et les 3 orbitales 2p, on a un total de 4 orbitales différentes, et on peut former des hybrides qui auront l'avantage d'être de caractère identiques entre elles.
- Soit on les prend toutes, on peut les "mélanger" et faire 4 orbitales identiques qu'on appelle sp³, une pour chaque électron. Et c'est très bien : elles pourront toutes quatre recueilir un électron qui s'accrochera à 1 électron venant d'un H ou d'un C voisin. Cela fabrique 4 liaisons C-H qui se repoussent au maximum, avec un angle de 109°
- Soit on prend la 2s et seulement 2 des trois orbitales 2p, cela fait trois niveaux que l'on combine et on forme trois orbitales sp² identiques. Mais attention ! On y mettra 3 électrons, 1 par orbitale hybride. Ces électrons sp² pourront s'accrocher à trois électrons venant d'atomes C ou H du voisinage. Mais il faut se souvenir qu'il restera 1 électron sur la dernière orbitale 2p qui n'a pas servi à faire les hybrides.
- Soit on prend la 2s et une seule des trois orbitales 2p. Cela fera deux nouvelles orbitales hydrides qu'on appelle sp, et sur lesquelles on mettra 2 électrons, 1 électron par orbitale. Ces deux électrons peuvent se lier à deux électrons d'atomes H et C du voisinage. Mais il faut se souvenir qu'il reste deux électrons sur les deux orbitales p qui n'ont pas été engagées dans cette opération d'hybridation.

Dans l'hybridation sp² et sp, les électrons p supplémentaires (= qui n'ont pas servi à faire des hybrides) doivent néanmoins être occupés. Ils se lient donc à un atome C voisin qui a subi le même type d'hybridation.
Avec l'hybridation sp³, on peut lier le carbone à des H ou des C. Dans l'hybridation sp² et sp, on ne peut donc pas lier le C qu'à des H.
C'est ce que tu avais compris, si je ne m'abuse.

Est-ce que tu m'as suivi ?

[invite369dec06]

Merci beaucoup de vos réponses

Juste un truc Mocco j'ai tout compris à ton explication tres claire je dois dire, mais il y a juste un petit truc:

Tu dis que les électrons p suplémentaires doivent etre occupés dans le cas des hybridations sp3 et sp2 et donc doivent se lier à un autre carbone hybridé de la meme manière.
Pourquoi ne peuvent-ils pas faire des liaisons avec des atomes H?

Merci

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Si le carbone hybridait ses électrons 2s et 2p en trois orbitales sp² et une de type 2p, puis qu'on y mette un électron par orbitale, puis qu'on y accroche des atomes H à tous ces électrons, cela ferait une molécule CH₄ peu symétrique. Il y aurait trois liaisons C-H coplanaires, faisant entre elles un angle de 120°. La 4ème liaison C-H serait perpendiculaire au plan de ces liaisons C-H.
Or selon la théorie VSEPR de Gillespie (valence shell electron pair repulsion), les paires d'électrons se disposent dans l'espace de manière à se repousser au maximum. Le doublet liant C et le dernier H repousserait les trois autres doublets, jusqu'à ce que la molécule adopte une configuration tétraédrique, exactement comme elle le fait avec des hybridations sp³.
Cela montre que cette notion d'hybridation est un peu artificielle, et 1'on peut bien s'en passer. Mais elle est pratique !