L' hybridation du carbone implique la combinaison de deux orbitales atomiques pures pour former un nouvel «hybride» orbital moléculaire avec ses propres caractéristiques. La notion d'orbitale atomique donne une meilleure explication que le concept précédent d'orbite, pour établir une approximation de l'endroit où il y a une plus grande probabilité de trouver un électron dans un atome.

En d'autres termes, une orbitale atomique est la représentation de la mécanique quantique pour donner une idée de la position d'un électron ou d'une paire d'électrons dans une certaine zone de l'atome, où chaque orbitale est définie en fonction des valeurs de ses nombres quantum.

Les nombres quantiques décrivent l'état d'un système (tel que celui de l'électron à l'intérieur de l'atome) à un moment donné, à travers l'énergie appartenant à l'électron (n), le moment cinétique qu'il décrit dans son mouvement (l), le moment magnétique associé (m) et le spin de l'électron lorsqu'il se déplace dans le ou les atomes.

Ces paramètres sont uniques pour chaque électron dans une orbitale, donc deux électrons ne peuvent pas avoir exactement les mêmes valeurs des quatre nombres quantiques, et chaque orbitale peut être occupée par au plus deux électrons.

Qu'est-ce que l'hybridation du carbone?

Pour décrire l'hybridation du carbone, il faut tenir compte du fait que les caractéristiques de chaque orbitale (sa forme, son énergie, sa taille, etc.) dépendent de la configuration électronique de chaque atome.

Autrement dit, les caractéristiques de chaque orbitale dépendent de la disposition des électrons dans chaque "coquille" ou niveau: du plus proche du noyau au plus extérieur, également connu sous le nom de coquille de valence.

Les électrons au niveau le plus externe sont les seuls disponibles pour former une liaison. Par conséquent, lorsqu'une liaison chimique est formée entre deux atomes, le chevauchement ou la superposition de deux orbitales (une de chaque atome) est généré et ceci est étroitement lié à la géométrie des molécules.

Comme mentionné précédemment, chaque orbitale peut être remplie d'un maximum de deux électrons mais le principe d'Aufbau doit être suivi, au moyen duquel les orbitales sont remplies en fonction de leur niveau d'énergie (du plus petit au plus grand), comme indiqué montre ci-dessous:

De cette façon, d'abord le niveau 1 s est rempli, puis le niveau 2 s, suivi du 2 p et ainsi de suite, en fonction du nombre d'électrons de l'atome ou de l'ion.

Ainsi, l'hybridation est un phénomène correspondant à des molécules, puisque chaque atome ne peut apporter que des orbitales atomiques pures (s, p, d, f) et, en raison de la combinaison de deux orbitales atomiques ou plus, la même quantité de orbitales hybrides qui permettent des liens entre les éléments.

Types principaux

Les orbitales atomiques ont des formes et des orientations spatiales différentes, de plus en plus complexes, comme indiqué ci-dessous:

On observe qu'il n'y a qu'un seul type d'orbitale s (forme sphérique), trois types d'orbitale p (forme lobulaire, où chaque lobe est orienté sur un axe spatial), cinq types d'orbitale d et sept types d'orbitale f, où chaque type de orbital a exactement la même énergie que son espèce.

L'atome de carbone dans son état fondamental a six électrons, dont la configuration est 1 s ² 2 s ² 2 p ^2. Autrement dit, ils devraient occuper le niveau 1 s (deux électrons), les 2 s (deux électrons) et partiellement le 2p (les deux électrons restants) selon le principe d'Aufbau.

Cela signifie que l'atome de carbone n'a que deux électrons non appariés dans l'orbitale 2p, mais il n'est donc pas possible d'expliquer la formation ou la géométrie de la molécule de méthane (CH ₄) ou d'autres plus complexes.

Donc, pour former ces liaisons, l'hybridation des orbitales s et p est nécessaire (dans le cas du carbone), pour générer de nouvelles orbitales hybrides qui expliquent même les doubles et triples liaisons, où les électrons acquièrent la configuration la plus stable pour la formation de molécules..

Hybridation Sp

L'hybridation sp ³ consiste en la formation de quatre orbitales «hybrides» à partir des orbitales 2s, 2p _x, 2p _y et 2p _z pures.

Ainsi, il y a le réarrangement des électrons au niveau 2, où il y a quatre électrons disponibles pour la formation de quatre liaisons et ils sont disposés en parallèle pour avoir moins d'énergie (plus grande stabilité).

Un exemple est la molécule d'éthylène (C ₂ H ₄), dont les liaisons forment des angles de 120 ° entre les atomes et lui donnent une géométrie trigonale plane.

Dans ce cas, des liaisons simples CH et CC (dues aux orbitales sp ²) et une double liaison CC (due à l'orbite p) sont générées pour former la molécule la plus stable.

Hybridation Sp

Grâce à l'hybridation sp ², trois orbitales «hybrides» sont générées à partir de l'orbitale 2s pure et de trois orbitales 2p pures. De plus, on obtient une orbitale p pure qui participe à la formation d'une double liaison (appelée pi: "π").

Un exemple est la molécule d'éthylène (C ₂ H ₄), dont les liaisons forment des angles de 120 ° entre les atomes et lui donnent une géométrie trigonale plane. Dans ce cas, des liaisons simples CH et CC (dues aux orbitales sp ²) et une double liaison CC (due à l'orbite p) sont générées pour former la molécule la plus stable.