Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA) • Cégep à Montréal

Fiche de révision : hybridation et modèle quantique de la liaison (202-SF1-RE, ancien 202-NYA)

Le modèle RPEV donne les formes, la liaison de valence donne les raisons. Une liaison est un recouvrement d'orbitales, et l'atome central mélange ses orbitales de valence pour pointer ses liaisons dans les bonnes directions. Le décompte est exactement le même qu'en RPEV, ce qui rend le chapitre beaucoup plus court qu'il n'en a l'air.

Cette fiche fixe le décompte, sépare une fois pour toutes les liaisons $\sigma$ des liaisons $\pi$ , et rassemble les pièges de la théorie des orbitales moléculaires, en particulier l'ordre de liaison et le paramagnétisme du dioxygène.

Le fil du chapitre

L'hybridation ne se lit pas sur le nombre de liaisons, elle se lit sur le nombre de DIRECTIONS : liaisons $\sigma$ plus doublets libres. Compter les liaisons $\pi$ dans ce décompte est l'erreur qui traverse tout le chapitre.

Ce chapitre fait partie de Chimie générale 202-SF1-RE (ancien 202-NYA)

Avant ce chapitre

Cette fiche suppose ces notions acquises. Si une méthode ci-dessous reste opaque, c'est presque toujours l'une d'elles qui manque, pas la fiche.

Liaison chimique et géométrie moléculaire Fiche

Remonter plus loin : la chaîne complète (3 chapitres) ↓

Le chemin de remédiation, du plus ancien au plus proche. Un élève qui reprend ce chapitre de zéro le reprend dans cet ordre.

1Les propriétés de la matièreSecondaire 4 ST, Science et technologie
2Structure atomique et configuration électronique
3Liaison chimique et géométrie moléculaire

L'essentiel

Le décompte, et rien d'autre

• Compter les DIRECTIONS autour de l'atome : liaisons $\sigma$ plus doublets libres. C'est le même décompte que celui des domaines en RPEV.
• $4$ directions donnent $sp^{3}$ ( $109{,}5°$ ); $3$ donnent $sp^{2}$ ( $120°$ ); $2$ donnent $sp$ ( $180°$ ).
• $5$ directions donnent $sp^{3}d$ , $6$ directions donnent $sp^{3}d^{2}$ , réservées à la troisième période et au-delà.
• Le nombre d'orbitales hybrides obtenues égale TOUJOURS le nombre d'orbitales atomiques mélangées : $s+3p$ donnent quatre $sp^{3}$ .
• Les orbitales $p$ NON hybridées qui restent servent exclusivement aux liaisons $\pi$ : une pour $sp^{2}$ , deux pour $sp$ .

L'hybridation se lit sur les DOMAINES, la géométrie sur les seules liaisons. L'oxygène de l'eau est $sp^{3}$ (quatre domaines) alors que la molécule est angulaire (deux liaisons) : les deux affirmations sont vraies en même temps.

Sigma et pi, deux recouvrements et deux comportements

• $\sigma$ : recouvrement AXIAL, dans l'axe des noyaux. Il autorise la ROTATION LIBRE autour de la liaison.
• $\pi$ : recouvrement LATÉRAL de deux orbitales $p$ parallèles, au-dessus et au-dessous de l'axe. Il INTERDIT la rotation.
• Simple $=1\sigma$ ; double $=1\sigma+1\pi$ ; triple $=1\sigma+2\pi$ . Toute liaison, quelle qu'elle soit, contient exactement UNE liaison $\sigma$ .
• Compter les $\sigma$ d'une molécule revient donc à compter ses TRAITS de liaison, et compter les $\pi$ revient à compter les traits SUPPLÉMENTAIRES des liaisons multiples.
• La rotation bloquée par une liaison $\pi$ est ce qui rend possible l'isomérie $cis$ - $trans$ : deux composés distincts, avec des propriétés distinctes.

À gauche, le recouvrement se fait DANS l'axe des noyaux : faire tourner l'un des deux atomes ne change rien. À droite, il se fait au-dessus et au-dessous : toute rotation le détruirait, donc la liaison la bloque.

Une liaison $\pi$ n'ajoute jamais de direction : elle se superpose à la $\sigma$ déjà comptée. C'est pour cela que le carbone d'un alcène, avec trois traits partant de lui dont un double, reste $sp^{2}$ .

Orbitales moléculaires, ordre de liaison et magnétisme

• $n$ orbitales atomiques combinées donnent $n$ orbitales moléculaires : la moitié LIANTES, la moitié ANTILIANTES, notées avec une étoile.
• $OL=\dfrac{n_{liants}-n_{antiliants}}{2}$ . Un ordre nul signifie que l'espèce n'existe pas : c'est le cas de $He_{2}$ .
• Un ordre élevé donne une liaison COURTE et FORTE. Peupler une antiliante l'allonge et l'affaiblit, d'où la série $O_{2}^{+}>O_{2}>O_{2}^{-}>O_{2}^{2-}$ .
• Une espèce avec au moins un électron CÉLIBATAIRE est PARAMAGNÉTIQUE, donc attirée par un aimant; tous appariés, elle est diamagnétique.
• Caractère $s$ : $25\%$ pour $sp^{3}$ , $33\%$ pour $sp^{2}$ , $50\%$ pour $sp$ . Plus il est élevé, plus la liaison est courte et plus le doublet est tenu près du noyau.

Le paramagnétisme du dioxygène est LE résultat qui a imposé la théorie des orbitales moléculaires : la structure de Lewis, avec sa double liaison et ses doublets appariés, le prédit diamagnétique, ce que l'expérience dément.

Les pièges qui coûtent des points

Les erreurs ci-dessous sont celles que je corrige le plus souvent en séance. Chacune coûte des points sur une copie, même quand le raisonnement est juste.

1. Compter les liaisons $\pi$ comme des directions dans le décompte de l'hybridation

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le carbone de l'éthylène a quatre liaisons en tout, deux vers les hydrogènes et une double vers l'autre carbone : il est donc $sp^{3}$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Il a TROIS directions : deux liaisons $\sigma$ vers les hydrogènes et une $\sigma$ vers le carbone. La $\pi$ ne compte pas. Il est $sp^{2}$ , à $120°$ . »

Pourquoi : Une liaison $\pi$ se superpose à une $\sigma$ déjà comptée, elle ne pointe pas dans une nouvelle direction. C'est exactement la même règle qu'en RPEV, où une liaison multiple compte pour un seul domaine.

2. Oublier les doublets libres dans le décompte des directions

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'oxygène de l'eau porte deux liaisons, donc deux directions, donc il est $sp$ et l'eau est linéaire. »

Ce qu'il faut écrire

« Deux liaisons PLUS deux doublets libres font QUATRE directions : l'oxygène est $sp^{3}$ , et c'est l'encombrement des doublets qui referme l'angle à $104{,}5°$ . »

Pourquoi : Un doublet libre occupe une orbitale hybride, exactement comme une liaison. L'ignorer revient à prédire une eau linéaire, ce que dément toute la chimie de l'eau, à commencer par sa polarité.

3. Prendre une double liaison pour deux liaisons sigma

3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'éthylène contient six liaisons $\sigma$ : quatre C-H et deux entre les carbones. »

Ce qu'il faut écrire

« Il en contient CINQ : quatre C-H et une seule entre les carbones. La double liaison est $1\sigma+1\pi$ , jamais $2\sigma$ . »

Pourquoi : Deux orbitales ne peuvent se recouvrir axialement qu'une seule fois. Tout recouvrement supplémentaire est nécessairement latéral, donc $\pi$ .

4. Croire que la rotation reste libre autour d'une double liaison

4 points, et toute la question d'isomérie

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le $cis$ -dichloroéthylène et le $trans$ -dichloroéthylène sont la même molécule vue sous deux angles. »

Ce qu'il faut écrire

« La liaison $\pi$ INTERDIT la rotation : ce sont deux composés DIFFÉRENTS, avec des points d'ébullition et des moments dipolaires différents. »

Les deux dessins ont exactement la même formule et les mêmes liaisons, mais on ne passe pas de l'un à l'autre sans rompre la liaison

\pi

: ce sont deux composés distincts, l'un polaire, l'autre non.

Pourquoi : Faire tourner un carbone romprait le recouvrement latéral des orbitales $p$ , ce qui coûte l'énergie entière de la liaison $\pi$ . À température ambiante, cette barrière est infranchissable.

5. Calculer un ordre de liaison sans diviser par deux

2 points, mais toute la comparaison des longueurs derrière

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $O_{2}$ a $10$ électrons liants et $6$ antiliants, donc l'ordre de liaison vaut $4$ . »

Ce qu'il faut écrire

« $OL=\dfrac{10-6}{2}=2$ , ce qui correspond bien à la double liaison de la structure de Lewis. »

Pourquoi : Chaque liaison mobilise DEUX électrons : la division par deux traduit exactement cela. Un ordre de $4$ pour du dioxygène serait supérieur à celui de l'azote, ce qui est absurde.

6. Prédire le dioxygène diamagnétique à partir de sa structure de Lewis

4 points, et la question de raisonnement la plus classique du chapitre

Ce qu'il ne faut pas écrire

« La structure de Lewis de $O_{2}$ montre une double liaison et quatre doublets libres, tous appariés : la molécule est diamagnétique. »

Ce qu'il faut écrire

« Le diagramme d'orbitales moléculaires place DEUX électrons célibataires dans les orbitales $\pi^{*}$ : $O_{2}$ est PARAMAGNÉTIQUE, et il colle effectivement à un aimant. »

Pourquoi : C'est l'échec le plus célèbre du modèle de Lewis, et la raison d'être de la théorie des orbitales moléculaires. L'expérience tranche : l'oxygène liquide est attiré par un aimant, ce que Lewis ne peut pas expliquer.

7. Croire que $sp^{3}$ donne la liaison la plus courte et l'atome le plus acide

3 points sur les questions de comparaison

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Le carbone $sp^{3}$ a plus d'orbitales mélangées, donc ses liaisons sont plus courtes et son hydrogène plus acide. »

Ce qu'il faut écrire

« C'est l'inverse : le caractère $s$ vaut $25\%$ pour $sp^{3}$ et $50\%$ pour $sp$ . Plus il est élevé, plus les électrons sont près du noyau, donc la liaison est plus courte et l'hydrogène plus acide. »

Plus le caractère

s

augmente, plus le pKa CHUTE : l'hydrogène d'un alcyne est vingt-cinq ordres de grandeur plus acide que celui d'un alcane, pour la seule raison que ses électrons sont tenus plus près du noyau.

Pourquoi : Une orbitale $s$ est sphérique et concentrée autour du noyau, une $p$ est allongée. Plus une hybride contient de $s$ , plus elle retient ses électrons près du noyau.

8. Confondre le nom de l'hybridation et le nom de la géométrie

3 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« L'azote de l'ammoniac est $sp^{3}$ , donc l'ammoniac est tétraédrique. »

Ce qu'il faut écrire

« L'azote est bien $sp^{3}$ , car il a quatre directions, mais l'une d'elles est un doublet libre : la molécule est PYRAMIDALE À BASE TRIANGULAIRE. »

Pourquoi : L'hybridation décrit les orbitales de l'atome central, la géométrie décrit la position des atomes. Les deux se déduisent du même décompte mais ne portent pas sur les mêmes objets.

9. Compter les électrons de coeur dans un diagramme d'orbitales moléculaires

toute la question, 5 points

Ce qu'il ne faut pas écrire

« $N_{2}$ a $14$ électrons, donc je les place tous dans le diagramme et j'obtiens un ordre de liaison de $2$ . »

Ce qu'il faut écrire

« Seuls les $10$ électrons de VALENCE entrent dans le diagramme des orbitales moléculaires : $OL=\dfrac{8-2}{2}=3$ , la triple liaison attendue. »

Pourquoi : Les électrons $1s$ restent localisés sur chaque noyau et se compensent exactement en liants et antiliants : les inclure ne change rien au résultat mais fait presque toujours perdre le fil du décompte.

10. Croire que la délocalisation donne des liaisons entières

3 points sur la question de raisonnement

Ce qu'il ne faut pas écrire

« Dans l'ion nitrate, il y a une double liaison et deux simples, donc les trois liaisons N-O sont de longueurs différentes. »

Ce qu'il faut écrire

« La liaison $\pi$ est DÉLOCALISÉE sur les trois liaisons : elles sont IDENTIQUES, d'ordre $\dfrac{4}{3}$ , avec une longueur intermédiaire. »

Pourquoi : Les trois orbitales $p$ parallèles se combinent en orbitales moléculaires étendues sur tout l'ion. La diffraction confirme trois liaisons rigoureusement égales, ce qu'aucune structure de Lewis unique ne peut représenter.

Quelle méthode choisir

De la formule à l'hybridation, atome par atome

Le nombre de directions autour de l'atome considéré : traits de liaison distincts plus doublets libres

Si 4 directions → $sp^{3}$ , angles voisins de $109{,}5°$ , aucune orbitale $p$ libre donc aucune liaison $\pi$

Exemple : le carbone du méthane, l'oxygène de l'eau, l'azote de l'ammoniac
Si 3 directions → $sp^{2}$ , angles voisins de $120°$ , une orbitale $p$ libre donc UNE liaison $\pi$

Exemple : les carbones de l'éthylène, le carbone d'un carbonyle
Si 2 directions → $sp$ , angle de $180°$ , deux orbitales $p$ libres donc DEUX liaisons $\pi$

Exemple : les carbones de l'acétylène, l'azote d'un nitrile
Si 5 directions, atome de la troisième période ou au-delà → $sp^{3}d$ , bipyramide à base triangulaire

Exemple : le phosphore de $PCl_{5}$ , le soufre de $SF_{4}$
Si 6 directions, atome de la troisième période ou au-delà → $sp^{3}d^{2}$ , octaèdre

Exemple : le soufre de $SF_{6}$ , le xénon de $XeF_{4}$

Le décompte se fait ATOME PAR ATOME : dans une même molécule, un carbone peut être $sp^{3}$ et son voisin $sp$ . La question « quelle est l'hybridation de cette molécule » n'a aucun sens, seule celle d'un atome en a un.

Compter les liaisons sigma et pi d'une molécule

La formule développée, trait par trait

Si un trait simple → $1\sigma$ , rotation libre

Exemple : chaque C-H, chaque C-C d'un alcane
Si un double trait → $1\sigma+1\pi$ , rotation bloquée, isomérie $cis$ - $trans$ possible

Exemple : C=C d'un alcène, C=O d'un carbonyle
Si un triple trait → $1\sigma+2\pi$ , géométrie linéaire imposée

Exemple : C≡C d'un alcyne, C≡N d'un nitrile
Si il faut le total des $\sigma$ → compter simplement le nombre de TRAITS de liaison, sans se soucier de leur multiplicité

chaque liaison, simple ou multiple, contient exactement une $\sigma$
Si il faut le total des $\pi$ → compter les traits SUPPLÉMENTAIRES : un par double liaison, deux par triple

une molécule aromatique compte ses $\pi$ comme si les doubles liaisons étaient localisées, puis on précise qu'elles sont délocalisées

Ce décompte donne aussi la réponse à « combien d'atomes sont dans le même plan », puisque chaque carbone $sp^{2}$ impose la coplanarité de ses trois voisins, et chaque carbone $sp$ l'alignement de ses deux voisins.

La rédaction attendue

Le correcteur coche des étapes. Les voici dans l'ordre, avec la phrase de conclusion qu'il attend mot pour mot.

Analyser une molécule organique atome par atome

Quand l'utiliser : L'énoncé donne une formule développée et demande les hybridations, les angles, le nombre de liaisons $\sigma$ et $\pi$ , ou la géométrie.

1 Redessiner la formule développée en faisant apparaître TOUS les traits de liaison et TOUS les doublets libres, en particulier sur l'oxygène et l'azote.
2 Numéroter les atomes non hydrogène pour pouvoir les désigner sans ambiguïté dans la suite.
3 Pour chaque atome numéroté, compter les directions, en écrivant le décompte, puis en déduire l'hybridation et l'angle attendu.
4 Compter les liaisons $\sigma$ en comptant les traits, puis les $\pi$ en comptant les traits supplémentaires.
5 Conclure sur la géométrie locale de chaque atome et, si c'est demandé, sur la planéité de tout ou partie de la molécule.

Phrase de conclusion

« Le carbone $1$ porte deux liaisons vers des hydrogènes et une liaison vers le carbone $2$ , soit trois directions : il est $sp^{2}$ , avec des angles voisins de $120°$ ; la molécule compte $6$ liaisons $\sigma$ et $3$ liaisons $\pi$ . »

Le piège : Oublier les doublets libres de l'azote ou de l'oxygène. Ils ne sont presque jamais dessinés dans une formule organique, et ce sont eux qui font passer un azote de $sp$ à $sp^{2}$ ou $sp^{3}$ .

Barème : Typiquement 1 point par hybridation correctement justifiée par un décompte, 2 points pour le total des $\sigma$ et des $\pi$ , 1 point pour les angles.

Construire un diagramme d'orbitales moléculaires

Quand l'utiliser : L'énoncé demande l'ordre de liaison, le magnétisme, ou la comparaison de longueurs entre une molécule et ses ions.

1 Compter les électrons de VALENCE seulement, en ajustant pour la charge de l'ion.
2 Remplir le diagramme du plus bas au plus haut, en appliquant Pauli puis Hund dans les orbitales dégénérées.
3 Compter les électrons dans les orbitales liantes et dans les antiliantes, puis calculer $OL=\dfrac{n_{liants}-n_{antiliants}}{2}$ .
4 Conclure sur l'existence de l'espèce, sur la longueur relative de la liaison, et sur le magnétisme d'après la présence ou non d'électrons célibataires.

Phrase de conclusion

« Avec $12$ électrons de valence, $O_{2}$ présente $10$ électrons liants et $6$ antiliants, soit $OL=2$ ; les deux derniers électrons occupent séparément les deux orbitales $\pi^{*}$ , donc la molécule est PARAMAGNÉTIQUE. »

Le piège : Apparier les deux derniers électrons dans la même orbitale $\pi^{*}$ . La règle de Hund vaut aussi dans les orbitales moléculaires dégénérées, et c'est précisément elle qui donne le paramagnétisme du dioxygène.

Vérifier avant de rendre

Cinq minutes de vérification récupèrent plus de points qu'un exercice de plus commencé à la hâte.

L'hybridation confrontée à la géométrie RPEV

Le décompte de l'hybridation et celui des domaines RPEV sont le MÊME décompte. Une hybridation $sp$ pour une molécule annoncée angulaire est donc contradictoire.

Un oxygène d'eau annoncé $sp$ alors que l'angle vaut $104{,}5°$ : le doublet libre a été oublié.
L'ordre de liaison comparé à la structure de Lewis

Pour les molécules simples, l'ordre calculé par les orbitales moléculaires doit retomber sur la multiplicité de Lewis : $1$ pour une simple, $2$ pour une double, $3$ pour une triple.

Un ordre de $4$ pour le dioxygène : la division par deux a sauté.
Le total des liaisons recompté sur le dessin

Additionner les $\sigma$ et les $\pi$ trouvés : le total doit égaler le nombre de traits en comptant les liaisons multiples pour leur multiplicité.

$6$ sigma et $3$ pi donnent $9$ , ce qui doit correspondre exactement au décompte des traits de la formule développée.
Le magnétisme confronté au nombre total d'électrons

Un nombre IMPAIR d'électrons de valence garantit au moins un célibataire, donc le paramagnétisme. Un nombre pair ne garantit rien, il faut regarder le diagramme.

Un ion annoncé diamagnétique avec un nombre impair d'électrons : c'est impossible.
La cohérence des angles annoncés

Un angle de $120°$ exige une hybridation $sp^{2}$ , un angle de $180°$ exige $sp$ . Vérifier que l'angle annoncé et l'hybridation annoncée se correspondent.

Un carbone déclaré $sp^{3}$ avec des angles de $120°$ : l'un des deux est faux.

L'exercice type décortiqué

L'acrylonitrile, trois carbones et trois hybridations

L'acrylonitrile a pour formule développée $CH_{2}=CH-C\equiv N$ . Numérotons les carbones $1$ , $2$ et $3$ de gauche à droite.

Déterminer l'hybridation de chaque carbone et de l'azote, les angles attendus, le nombre total de liaisons $\sigma$ et de liaisons $\pi$ , puis dire quels atomes sont nécessairement coplanaires.

Étape 1

Carbone $1$ : deux liaisons vers des hydrogènes et une liaison (double) vers le carbone $2$ , soit TROIS directions. Il est $sp^{2}$ , avec des angles voisins de $120°$ .

Pourquoi

La double liaison ne compte que pour une direction. C'est le point sur lequel se joue toute la question, et il vaut la peine d'écrire le décompte plutôt que d'annoncer le résultat.

Étape 2

Carbone $2$ : une liaison vers un hydrogène, une liaison (double) vers le carbone $1$ , une liaison simple vers le carbone $3$ , soit TROIS directions. Il est aussi $sp^{2}$ , à $120°$ .

Pourquoi

Deux atomes voisins peuvent avoir la même hybridation pour des raisons différentes. Ici l'un porte deux hydrogènes, l'autre un seul plus une liaison carbone-carbone : le décompte, lui, ne change pas.

Étape 3

Carbone $3$ : une liaison simple vers le carbone $2$ et une liaison (triple) vers l'azote, soit DEUX directions. Il est $sp$ , à $180°$ .

Pourquoi

La triple liaison, comme la double, ne vaut qu'une direction. Le résultat est un enchaînement rigoureusement linéaire entre le carbone $2$ , le carbone $3$ et l'azote.

Étape 4

Azote : une liaison (triple) vers le carbone $3$ et UN doublet libre, soit DEUX directions. Il est $sp$ .

Pourquoi

C'est l'atome que les copies ratent le plus souvent, parce que le doublet libre n'est pas dessiné dans la formule condensée. Sans lui, l'azote paraîtrait n'avoir qu'une seule direction.

Étape 5

Liaisons $\sigma$ : deux C-H sur le carbone $1$ , un C-H sur le carbone $2$ , une C-C entre $1$ et $2$ , une C-C entre $2$ et $3$ , une C-N entre $3$ et l'azote, soit SIX liaisons $\sigma$ .

Pourquoi

Compter les traits de liaison, sans se soucier de leur multiplicité, donne directement le nombre de $\sigma$ : chaque liaison en contient exactement une.

Étape 6

Liaisons $\pi$ : une pour la double liaison $C_{1}=C_{2}$ et deux pour la triple liaison $C_{3}\equiv N$ , soit TROIS liaisons $\pi$ .

Pourquoi

Les traits supplémentaires donnent les $\pi$ . Le total $6+3=9$ doit correspondre au décompte des traits de la formule développée, ce qui sert de vérification immédiate.

Étape 7

Coplanarité : les carbones $1$ et $2$ étant $sp^{2}$ , les deux hydrogènes du carbone $1$ , l'hydrogène du carbone $2$ , les deux carbones et le carbone $3$ sont dans un même plan. Le carbone $3$ étant $sp$ , l'azote est aligné avec les carbones $2$ et $3$ : toute la molécule est PLANE.

Pourquoi

La planéité n'est jamais une donnée mais une conséquence des hybridations. C'est la question de synthèse la plus fréquente sur ce type d'énoncé.

Étape 8

Vérification : chaque carbone porte bien quatre liaisons au total ( $1$ : deux H et une double; $2$ : un H, une double et une simple; $3$ : une simple et une triple) et l'azote en porte trois plus un doublet.

Pourquoi

La tétravalence du carbone et la trivalence de l'azote sont des contrôles indépendants du décompte des directions : s'ils échouent, la formule a été mal lue avant même le début du raisonnement.

Conclusion rédigée

« Les carbones $1$ et $2$ sont $sp^{2}$ à $120°$ , le carbone $3$ et l'azote sont $sp$ à $180°$ ; la molécule compte $6$ liaisons $\sigma$ et $3$ liaisons $\pi$ , et l'ensemble de ses atomes est coplanaire, la partie nitrile étant de surcroît alignée. »

L'erreur classique sur cet exercice : Déclarer le carbone $3$ hybridé $sp^{3}$ parce qu'il porte quatre liaisons en comptant la triple. Le décompte porte sur les DIRECTIONS : il en a deux, donc il est $sp$ , et c'est ce qui impose l'alignement du nitrile.

À savoir par cœur

• Hybridation = nombre de DIRECTIONS = liaisons $\sigma$ + doublets libres. Les $\pi$ ne comptent jamais.
• $4$ directions donnent $sp^{3}$ , $3$ donnent $sp^{2}$ , $2$ donnent $sp$ , $5$ donnent $sp^{3}d$ , $6$ donnent $sp^{3}d^{2}$ .
• Simple $=1\sigma$ ; double $=1\sigma+1\pi$ ; triple $=1\sigma+2\pi$ .
• $\sigma$ autorise la rotation, $\pi$ l'interdit : d'où l'isomérie $cis$ - $trans$ .
• $OL=\dfrac{n_{liants}-n_{antiliants}}{2}$ , calculé sur les électrons de VALENCE seulement.
• $O_{2}$ est PARAMAGNÉTIQUE : deux électrons célibataires dans les $\pi^{*}$ , ce que Lewis ne prévoit pas.
• Caractère $s$ : $25\%$ ( $sp^{3}$ ), $33\%$ ( $sp^{2}$ ), $50\%$ ( $sp$ ). Plus il est grand, plus la liaison est courte.
• Hybridation = décompte des DOMAINES; géométrie = position des ATOMES. Même décompte, deux réponses différentes.

Questions fréquentes

Comment trouver l'hybridation d'un atome rapidement ?

On compte les directions autour de lui : le nombre de liaisons sigma, c'est-à-dire le nombre de traits de liaison distincts, plus le nombre de doublets libres. Quatre directions donnent une hybridation sp trois, trois directions sp deux, deux directions sp. Les liaisons pi ne comptent jamais, car elles se superposent à une sigma déjà comptée.

Quelle différence entre une liaison sigma et une liaison pi ?

La liaison sigma vient d'un recouvrement dans l'axe des deux noyaux et permet la rotation libre. La liaison pi vient d'un recouvrement latéral de deux orbitales p parallèles, au-dessus et au-dessous de cet axe, et elle bloque la rotation. Toute liaison contient exactement une sigma; les liaisons multiples ajoutent des pi.

Pourquoi le dioxygène est-il attiré par un aimant ?

Parce qu'il possède deux électrons célibataires, placés séparément dans deux orbitales moléculaires antiliantes de même énergie, conformément à la règle de Hund. La structure de Lewis, qui apparie tous les électrons, prédit le contraire. C'est l'expérience la plus célèbre en faveur de la théorie des orbitales moléculaires.

Pourquoi l'isomérie cis-trans n'existe-t-elle que sur une double liaison ?

Parce que la liaison pi bloque la rotation. Autour d'une liaison simple, les deux moitiés de la molécule tournent librement et toutes les positions se valent. Autour d'une double liaison, faire tourner un carbone romprait le recouvrement latéral, ce qui coûte trop d'énergie : les deux arrangements deviennent deux composés distincts.

Comment calculer un ordre de liaison ?

On prend le nombre d'électrons dans les orbitales liantes, on soustrait le nombre d'électrons dans les antiliantes, et on divise le tout par deux. Seuls les électrons de valence entrent dans le calcul. Un ordre nul signifie que l'espèce n'existe pas, et un ordre élevé signale une liaison courte et forte.

L'hybridation donne-t-elle directement la géométrie de la molécule ?

Pas exactement. L'hybridation décrit la disposition de toutes les directions autour de l'atome, doublets libres compris. La géométrie ne décrit que les atomes. Un azote hybridé sp trois porte quatre directions, mais comme l'une est un doublet libre, l'ammoniac est pyramidal et non tétraédrique.

Passer à la pratique

Exercices corrigés : Hybridation et modèle quantique de la liaison

Une méthode se prouve sur une copie, pas sur une fiche. La série du même chapitre reprend chacun de ces pièges dans un exercice, avec le corrigé rédigé étape par étape.

10 exercices corrigés
100 points
150 minutes

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Fiche de révision : hybridation et modèle quantique de la liaison (202-SF1-RE, ancien 202-NYA)

L'essentiel

Le décompte, et rien d'autre

Sigma et pi, deux recouvrements et deux comportements

Orbitales moléculaires, ordre de liaison et magnétisme

Les pièges qui coûtent des points

1. Compter les liaisons π\piπ comme des directions dans le décompte de l'hybridation

2. Oublier les doublets libres dans le décompte des directions

3. Prendre une double liaison pour deux liaisons sigma

4. Croire que la rotation reste libre autour d'une double liaison

5. Calculer un ordre de liaison sans diviser par deux

6. Prédire le dioxygène diamagnétique à partir de sa structure de Lewis

7. Croire que sp3sp^{3}sp3 donne la liaison la plus courte et l'atome le plus acide

8. Confondre le nom de l'hybridation et le nom de la géométrie

9. Compter les électrons de coeur dans un diagramme d'orbitales moléculaires

10. Croire que la délocalisation donne des liaisons entières

Quelle méthode choisir

De la formule à l'hybridation, atome par atome

Compter les liaisons sigma et pi d'une molécule

La rédaction attendue

Analyser une molécule organique atome par atome

Construire un diagramme d'orbitales moléculaires

Vérifier avant de rendre

L'exercice type décortiqué

L'acrylonitrile, trois carbones et trois hybridations

À savoir par cœur

Questions fréquentes

Comment trouver l'hybridation d'un atome rapidement ?

Quelle différence entre une liaison sigma et une liaison pi ?

Pourquoi le dioxygène est-il attiré par un aimant ?

Pourquoi l'isomérie cis-trans n'existe-t-elle que sur une double liaison ?

Comment calculer un ordre de liaison ?

L'hybridation donne-t-elle directement la géométrie de la molécule ?

Exercices corrigés : Hybridation et modèle quantique de la liaison

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1. Compter les liaisons $\pi$ comme des directions dans le décompte de l'hybridation

7. Croire que $sp^{3}$ donne la liaison la plus courte et l'atome le plus acide