Nous avons vu précédemment le modèle de Bohr qui envisageait que l’ énergie des électrons était quantifiée.

Le modèle ondulatoire va permettre de décrire l’électron comme une onde aussi bien que comme une particule. On doit alors renoncer à lui attribuer une trajectoire (orbite) : on peut seulement définir la probabilité qu’il se trouve à un moment donné dans une certaine région de l’espace.

Il s’agit d’un modèle essentiellement mathématique dans lequel les orbitales (êtres mathématiques) se substituent aux orbites. Ces êtres mathématiques sont désignés par Y que l’on appelle fonction d’onde.

Y ² correspond à la densité de probabilité de présence de l’électron.

Les fonctions d’onde Y sont solution de l’équation de Shrödinger qui ne peut être résolue que dans des cas simples, c'est à dire des systmes à 1 e^- comme He⁺, Li²⁺.

Chaque orbitale correspond à une case quantique du modèle de Bohr. Indiquons que les orbitales définissent à la fois un niveau d’énergie et la géométrie de la région dans laquelle l’électron se trouve le plus souvent.

Le calcul a permis de déterminer la géométrie des orbitales :

Le modèle de Lewis de la liaison se fonde sur le modèle de Bohr. Le modèle ondulatoire de l’atome permet de construire une autre description de la liaison (le modèle ondulatoire englobe le modèle de Bohr). Ces 2 modèles se « confondent » et on va attribuer une orbitale moléculaire aux électrons partagés. Cette nouvelle théorie nous amènera à envisager un autre concept : le concept des hybridations des orbitales.

Dans le modèle ondulatoire de la liaison covalente, l’idée de mise en commun d’un doublet électronique introduite par Lewis se complète de celle du recouvrement de 2 orbitales atomiques qui fusionnent pour donner une orbitale moléculaire.

Les orbitales moléculaires sont solution de l’équation de Shrödinger qui ne peut être résolue que dans des cas simples avec une méthode d’approximation : méthode LCAO : Liner Combination of Atomic Orbitals.

Dans le cas de H₂, la résolution conduit à 2 solutions possibles qui correspondent à 2 orbitales, l’une liante de plus basse énergie et l’autre anti-liante de plus haute énergie.

Ex : H₂

   III. Liaison s et p

Il y a 2 modes de recouvrement.

A priori, 3 combinaisons orbitales externes peuvent être envisagées.

      A. Recouvrement d’orbitales conservant une symétrie axiale

      B. Recouvrement latéral de 2 orbitales de type p

Remarque : en raisont de l’absence de symétrie axiale des orbitales moléculaires, les liaisons p ne permettent pas la rotation des 2 atomes liés l’un par rapport à l’autre. On peut donc envisager une isomérie géométrique :

      A. Hybridation sp¹

Elle fait intervenir une orbitale de type s et une orbitale de type p.

Ex : BeH2
Be : (1 s2) 2 s2

Pour explique la bivalence de l’atome selon le modèle de Bohr, il faut envisager un état excité. Un électron de l’orbitale 2s passe à l’orbitale 2p

On devrait obtenir 2 liaisons différentes ; or l’expérience montre que les 2 liaisons Be¾ H sont identiques.

On va hybrider (opération mathématique) les orbitales 2 s et 2 p de l’atome de Be de façon à obtenir 2 orbitales sp¹ identiques.

chaque orbitale sp contiendra 1 e^-.

la formation de la molécule BeH₂ se fera par fusion (recouvrement axial) de chacune des orbitales hybrides sp¹ de Be avec l’orbitale s de H.

On trouve également ce type d’hybridation en chimie organique dans le cas de dérivés acétylèniques.

même chose pour C 2

Formation des liaisons :

la liaison s _(C-H) est obtenue par recouvrement axial de l’orbitale sp du carbone avec l’orbitale s de l’atome d’H.

la liaison s _(C-C) est obtenue par recouvrement axial d’une orbitale sp du C₁ avec une orbitale sp du C₂

les 2 liaisons p sont obtenues par recouvrement latéral de l’orbitale p de C₁ avec l’orbitale p de C₂.

      B. Hybridation sp²

C’est 1 orbitale s + 2 orbitales p

Exemple : BF₃.

B : 2 s₂ 2 p₁.

La molécule BF₃ est plane, et a 3 liaisons B¾ F équivalentes, formant un angle de 120°.

la liaison B¾ F va être obtenue par recouvrement axial d’une orbitale sp² de B avec l’orbitale p du fluor.

On rencontre ce type d’hybridation en chimie organique dans le cas de dérivés éthylèniques

Exemple : Ethylène

C : 2s² 2p²

La liaison s est obtenue par recouvrement axial d’une orbitale sp² de C₁ avec une orbitale sp² de C_2.

La liaison p est obtenue par recouvrement latéral d’une orbitale p de C₁ avec une orbitale p de C₂.

Les liaisons C¾ H sont obtenues par recouvrement axial de l’orbitale sp² de C avec l’orbitale s de H.

On rencontre aussi ce type d’hybridation pour les dérivés carbonylés et les imines :

      C. Hybridation sp³

1 orbitale s et 3 orbitales p

On obtient 4 liaisons équivalentes, donc une structure tétraèdrique

Cas du méthane CH₄

C : 2s² 2p²

On transforme l’orbitale s et les 3 orbitales p en 4 orbitales sp³ identiques.

Les liaisons s (C¾ H) sont obtenues par recouvrement axial des orbitales sp de C avec l’orbitale s de H.

      D. Conclusion :les liaisons du carbone en chimie organique

En chimie organique, on a donc :

sp¹ : il existe une triple liaison

sp² : une double liaison

sp³ simple liaison s.

Exemples :

Il existe d’autres types d’hybridation faisant intervenir des orbitales d. Par exemple dans le cas du phosphore, sp³d.

Nitrile :

la liaison s (R¾ C) est le recouvrement axial de sp du carbone avec s de R.

les liaisons p (C¾ N) sont le recouvrement latéral de p du carbone avec 2 orbitales p du N.

la troisième liaison (C¾ N) s est le recouvrement axial d’une orbitale sp¹ du carbone avec une orbitale p de l’azote.

L’orbitale s avec ses 2 e^- sert à faire le doublet non liant.

   V. Résumé

Exemples :