Voir la source de Hybridation (chimie)

{{voir homonymes|Hybridation}}
En [[chimie quantique]], l''''hybridation''' des orbitales atomiques est le mélange des [[orbitale atomique|orbitales atomiques]] d'un [[atome]] appartenant à la même [[couche électronique]] de manière à former de nouvelles orbitales qui permettent de mieux décrire qualitativement les [[liaison chimique|liaisons]] entre atomes. Les orbitales hybrides sont très utiles pour expliquer la forme des [[orbitale moléculaire|orbitales moléculaires]]. Bien que parfois enseignées avec la [[théorie VSEPR]] (''Valence Shell Electron Pair Repulsion''), liaison de valence et hybridation sont en fait indépendantes du VSEPR.

== Exemple du méthane ==
La théorie des orbitales hybrides a été développée par [[Linus Pauling]] pour expliquer la géométrie de [[molécule]]s comme le [[méthane]] (CH<sub>4</sub>). La difficulté de compréhension de cette dernière a pour cause les raisons suivantes. Il s'agit d'une molécule constituée d'un atome de [[carbone]] lié à quatre atomes d'[[hydrogène]]. La [[configuration électronique]] de l'atome de carbone dans son [[état fondamental]] est 1s<sup>2</sup>2s<sup>2</sup>2p<sup>2</sup>, soit :

<math>C\quad
  \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
  \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
  \frac{\uparrow\,}{2p_x}\;
  \frac{\uparrow\,}{2p_y}\;
  \frac{\,\,}{2p_z}
</math>

L'orbitale atomique 1s est plus basse en [[énergie]] que l'orbitale 2s, cette dernière étant elle-même plus basse en énergie que les orbitales 2p. Les trois orbitales 2p<sub>x</sub>, 2p<sub>y</sub> et 2p<sub>z</sub> étant [[Dégénérescence (physique)|dégénérées]] en énergie, les deux [[électron]]s s'y répartissent aléatoirement.

De prime abord, il semblerait que l'atome de carbone ne doive former que deux [[liaison covalente|liaisons covalentes]] du fait de l'existence de deux {{nobr|orbitales 2p}} à moitié remplies. Cependant CH<sub>2</sub>, le [[méthylène]], est instable et réagit facilement pour venir s'ajouter comme groupement à l'intérieur de molécules. Ce raisonnement ne permet pas d'expliquer l'existence du méthane.

Par ailleurs un raisonnement impliquant un [[état excité]] ne permettrait pas d'expliquer les propriétés du méthane. Si un électron de l'orbitale 2s est excité et occupe l'orbitale 2p<sub>z</sub>, le carbone peut alors être lié à quatre atomes d'hydrogène (quatre orbitales du carbone sont à moitié remplies). Cependant, la forme des orbitales 2s et 2p étant très différentes, le recouvrement avec les orbitales des différents atomes d'hydrogène sera différent, et les quatre liaisons C-H n'auront pas la même énergie, ce qui est contraire aux résultats expérimentaux.

== L'hybridation ==

Une manière de répondre au problème de l'existence et de la géométrie de ce type de molécule est l'hybridation des orbitales atomiques. Historiquement, ce concept est apparu pour expliquer les liaisons chimiques dans des systèmes très simples (comme le méthane). Il s'est avéré ensuite que cette théorie est applicable plus largement et elle fait aujourd'hui partie des bases de la compréhension de la [[chimie organique]]. Elle est moins facilement applicable aux branches de la chimie pour lesquelles sont mis en jeu des atomes lourds. La théorie de l'hybridation pour la chimie des [[Métal de transition|éléments de transition]] est plus compliquée et conduit à des résultats nettement moins précis.

Les orbitales ([[Orbitale atomique|orbitales atomiques]], orbitales hybrides ou [[Orbitale moléculaire|orbitales moléculaires]]) constituent un modèle représentant la manière dont les [[électron]]s se comportent autour des [[noyau atomique|noyaux atomiques]]. Dans le cas de l'hybridation, le modèle est fondé sur les orbitales atomiques de l'hydrogène. Les orbitales hybrides sont des mélanges de ces orbitales atomiques où elles se recouvrent en différentes proportions. Les orbitales atomiques utilisées comme base sont celles de l'hydrogène car il s'agit du seul cas pour lequel il est possible de résoudre exactement l'[[équation de Schrödinger]]. Les orbitales obtenues sont alors légèrement déformées dans les atomes plus lourds comme le [[carbone]], l'[[azote]] et l'[[oxygène]].

La première étape dans la construction des orbitales hybrides est l'excitation d'un (ou plusieurs) électron(s). Pour simplifier, la suite du texte traite plus particulièrement de l'exemple de la molécule de méthane. Le [[proton]] constituant le noyau d'un [[atome d'hydrogène]] attire l'un des [[Couche de valence|électrons de valence]] du carbone. Celui-ci occupe alors un [[état excité]], avec un électron 2s occupant une orbitale 2p. En conséquence, l'influence du noyau de l'atome de carbone sur les électrons de valence augmente du fait de l'augmentation de la [[Charge nucléaire effective|charge effective]] (charge effectivement ressentie par les électrons : elle est égale à la [[Numéro atomique|charge du noyau]] diminuée de l'[[Effet d'écran|écrantage]] causé par les autres électrons). La combinaison de ces forces (attraction par le noyau d'hydrogène et modification de l'attraction par le noyau de carbone) conduit à de nouvelles fonctions [[mathématiques]], les orbitales hybrides. Dans le cas de l'atome de carbone lié à quatre atomes d'hydrogène, il se crée quatre nouvelles orbitales : l'orbitale 2s se mélange avec les trois orbitales 2p pour former quatre orbitales hybrides sp<sup>3</sup>. L'atome de carbone excité :

<math>
C^{*}\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\,}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}
\frac{\uparrow\,}{2p_y}
\frac{\uparrow\,}{2p_z}
</math>
devient :
<math>
C^{*}\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\,}{sp^3}\;
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
</math>

<center>[[Fichier:SchémaHybridation.svg|800px|Diagramme décrivant l'hybridation des orbitales 2s et 2p en orbitales sp, sp2 et sp3.]]<br>
''Schéma 1 :'' Diagramme décrivant l'hybridation des orbitales 2s et 2p en orbitales sp, sp2 et sp3.</center>

Le schéma 1 illustre les différentes hybridations possibles pour un atome de carbone excité et leur configuration électronique. À noter que l'énergie des orbitales hybrides est, [[conservation de l'énergie]] oblige, la [[moyenne pondérée]] des orbitales 2s et 2p utilisées mais ceci ne vaut que dans un cas idéal. Pour les orbitales sp<sup>3</sup>, on utilise une seule orbitale s et trois orbitales p, d'où : {{mvar|E}}<sub>sp3</sub> = ({{mvar|E}}<sub>s</sub> + 3{{mvar|E}}<sub>p</sub>) / 4 ; en revanche, une orbitale sp utilise une orbitale s et une orbitale p et l'on obtient {{mvar|E}}<sub>sp</sub> = ({{mvar|E}}<sub>s</sub> + {{mvar|E}}<sub>p</sub>) / 2.

== Orbitales hybrides et géométrie des molécules ==
=== Forme des orbitales sp, sp<sup>2</sup> et sp<sup>3</sup> ===

Dans le cas idéal, les orbitales adoptent la géométrie la plus symétrique possible ; d'ailleurs la symétrie est l'un des principaux facteurs induisant la [[Dégénérescence (physique)|dégénérescence]] des [[Niveau d'énergie|niveaux d'énergie]], comme c'est le cas pour les orbitales hybrides qui ont toute la même énergie.

{|
! align="center" | sp3
! align="center" | sp2
! align="center" | sp
|-
| width="300" | [[Fichier:AE4h.svg|150px|center]]
| width="300" | [[Fichier:AE3h.svg|150px|center]]
| width="300" | [[Fichier:AE2h.svg|150px|center]]
|-
| align="center" | Tétraèdre régulier (3D)
| align="center" | Triangle (2D)
| align="center" | Linéaire (1D)
|}

:''Tableau 1 :'' Forme idéale des orbitales hybrides sp, sp<sup>2</sup> et sp<sup>3</sup>.

Évidemment, il faut ajouter les orbitales p restantes. Là encore, les orbitales adoptent la plus haute symétrie possible :

[[Fichier:Orbitales sp2 p sp 2p.svg|600px|Schéma des orbitales sp2+p et sp+2p]]

À gauche, les trois orbitales sp<sup>2</sup> (en gris) ''et'' l'orbitale p restante (en vert) ; à droite, les deux orbitales sp (en gris) et les deux orbitales p restantes (en bleu et vert).

Pour le méthane, la forme tétraédrique adoptée par les orbitales sp3 explique la géométrie du méthane.
[[Fichier:Ch4-hybridisation.png|Hybridation des orbitales dans CH<sub>4</sub>|150px]] [[Fichier:Ch4-structure.png|Géométrie de la molécule de CH<sub>4</sub>|150px]]

Un autre exemple d'hybridation sp<sup>2</sup> est l'azote de la [[pyridine]] où deux des trois orbitales sp<sup>2</sup> (formées de px, py et σ) contiennent un électron (liaison [[Liaison σ|sigma]] avec les atomes de carbone adjacents) et où la dernière comporte 2 électrons (d'où le [[doublet non liant]]).

La structure des autres molécules organiques s'explique de manière similaire. Par exemple dans l'[[éthylène]], les orbitales atomiques du carbone se mélangent pour former des orbitales hybrides sp<sup>2</sup>, et le recouvrement entre les atomes de carbone et avec ceux d'hydrogène conduit à la formation de deux liaisons C-H de type [[Liaison σ|sigma]] et à une double [[liaison C-C]] (liaison de type σ superposée par une liaison de type [[Liaison π|π]]).

[[Fichier:Sp2-Orbital.svg|orbitales hybrides sp<sup>2</sup>|150px]]

La pz comporte un autre électron participant aux liaisons π de la molécule.

La proportion de caractère p n'est pas restreinte à des valeurs entières, et il existe par exemple des orbitales hybrides sp<sup>2.5</sup>. Dans ce cas, la géométrie est déformée par rapport aux orbitales hybrides « idéales ». D'après la [[règle de Bent]], le caractère p d'une liaison est d'autant plus grand qu'elle est dirigée vers un élément plus [[électronégativité|électronégatif]].

== Forme des molécules ==

L'hybridation des orbitales permet d'expliquer qualitativement la [[Géométrie moléculaire|géométrie des molécules]] :

[[Fichier:Shapes of hybrid orbitals.svg|thumb|350px]]

{| class="wikitable"
! rowspan="2"| Type de molécule
! Hybridation sp<sup>x</sup>
! Hybridation sd<sup>x</sup>
! Hybridation sp<sup>x</sup>d<sup>y</sup>
|-----
! Groupe principal/<br>métaux de transition
! colspan="2"| Métaux de transition uniquement
|-----
! AX<sub>2</sub>
|
* linéaire
* hybridation sp (180°)
* {{ex}} {{CO2}}
| style="background: silver;" |
| style="background: silver;" |
|-----
! AX<sub>3</sub>
|
* trigonale (plan)
* hybridation sp<sup>2</sup> (120°)
* {{ex}} BCl<sub>3</sub>
| 
* pyramidale trigonale
* hybridation sd<sup>2</sup> (90°)
* {{ex}} CrO<sub>3</sub>
| style="background: silver;" |
|-----
! AX<sub>4</sub>
|
* tétraédrique
* hybridation sp<sup>3</sup> (109,5°)
* {{ex}} CCl<sub>4</sub>
|
* tétraédrique
* hybridation sd<sup>3</sup> (70,5°, 109,5°)
* {{ex}} TiCl<sub>4</sub>
|
* carré (plan)
* hybridation sp<sup>2</sup>d
* {{ex}} PtCl<sub>4</sub><sup>2−</sup>
|-----
! AX<sub>6</sub>
|style="background: silver;"|
|
* ''C<sub>3v</sub>'' prismatique trigonale
* hybridation sd<sup>5</sup> (63,4°, 116,6°)
* {{ex}} W(CH<sub>3</sub>)<sub>6</sub>
|
* octaédrique
* hybridation sp<sup>3</sup>d<sup>2</sup>
* {{ex}} Mo(CO)<sub>6</sub>
|-----
! Angles interorbitaires
! <math>\theta = \arccos (-\frac{1}{x})</math>
! <math>\theta = \arccos \left( \pm\sqrt{\frac{1}{3}(1-\frac{2}{x})} \right)</math>
!
|}

Pour les [[Molécule hypervalente|molécules hypervalentes]], la liaison est controversée et difficile à expliquer. En fait, les calculs de la chimie quantique ont montré que les éléments du groupe principal n'utilisent pas les orbitales d. Ces molécules utilisent la [[mésomérie]].

{| class="wikitable"
! rowspan="2"| AX<sub>5</sub>
| align="center"|Bipyramidale trigonale
|-----
| align="center"|[[Fichier:Penta phos.svg|400px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>6</sub>
| align="center"|Octaédrique
|-----
| align="center"|[[Fichier:Hexa sulf.svg|400px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>7</sub>
| align="center"|Bipyramidale pentagonale
|-----
| align="center"|[[Fichier:Hepta iodi.svg|400px]]
|}

== Notes et références ==
{{Traduction/Référence|en|Orbital hybridisation|46928834}}

=== Sources ===
* {{en}} L. Pauling, ''J. Am. Chem. Soc.'', 53 (1931), 1367.
* {{en}} L. Pauling, ''The Nature of the Chemical Bond'', [[Cornell University Press]] {{ISBN|0-8014-0333-2}}.
* {{en}} Clayden, Greeves, Warren et Wothers, ''Organic Chemistry'', [[Oxford University Press]] (2001) {{ISBN|0-19-850346-6}}.
* {{en}} H. A. Bent, ''Chem. Rev.'', 68 (1968), 587-648.
* {{en}} Weinhold, Frank et Landis, Clark R., ''Valency and bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective'', [[Cambridge University Press]] (2005) {{ISBN|0-521-83128-8}}.
* {{en}} Craig Bayse et Michael Hall, ''Prediction of the Geometries of Simple Transition Metal Polyhydride Complexes by Symmetry Analysis'', ''J. Am. Chem. Soc.'', 121 (1999), 1348–1358.
* {{en}} David L. Cooper, Terry P. Cunningham, Joseph Gerratt, Peter B. Karadakov et Mario Raimondi, ''Chemical Bonding to Hypercoordinate Second-Row Atoms: d Orbital Participation versus Democracy'', ''J. Am. Chem. Soc.'', 116 (1994), 4414–4426.

== Voir aussi ==
{{Autres projets
|wikiversity=Hybridation moléculaire
|wikiversity titre=Hybridation moléculaire
}}

=== Articles connexes ===
* [[Orbitale atomique]]
* [[Combinaison linéaire d'orbitales atomiques]]
* [[Orbitale moléculaire]]

{{Portail|chimie|sciences quantiques}}

[[Catégorie:Liaison chimique]]
[[Catégorie:Chimie quantique]]