Pourquoi hybrider ?
Les orbitales atomiques pures (s, p, d) ne pointent pas toujours dans les bonnes directions pour expliquer les géométries observées. Dans le méthane CH₄, les quatre liaisons C−H sont identiques et forment des angles de 109,5° — ce que les orbitales 2s et 2p du carbone (perpendiculaires deux à deux) ne permettent pas de rationaliser directement.
L'hybridation est la combinaison linéaire d'orbitales atomiques d'un même atome pour former de nouvelles orbitales hybrides, dirigées et équivalentes. C'est une construction mathématique du modèle OA-OL, pas un phénomène physique observable en soi.
Hybridation sp
Mélange de 1 orbitale s + 1 orbitale p → 2 orbitales sp orientées à 180°.
L'atome hybridé est linéaire (géométrie AX₂). Exemples : CO₂, acétylène HC≡CH, BeCl₂.
Orbitales résultantes : deux σ hybrides sp le long de l'axe (recouvrement frontal) + deux orbitales p pures perpendiculaires disponibles pour deux liaisons π.
Dans HC≡CH, chaque carbone forme : - 1 liaison σ C−H (sp − 1s). - 1 liaison σ C−C (sp − sp). - 2 liaisons π C−C (p − p latéral), donnant la triple liaison.
Hybridation sp²
Mélange de 1s + 2p → 3 orbitales sp² dans le plan, séparées de 120°. L'atome est trigonal plan (AX₃). Exemples : éthylène H₂C=CH₂, benzène C₆H₆, BF₃.
Dans l'éthylène : - Chaque C forme 3 liaisons σ dans le plan (2 C−H + 1 C−C). - L'orbitale p restante perpendiculaire au plan forme la liaison π C=C.
Le benzène [C₆H₆] est le cas emblématique : six carbones sp², six orbitales p perpendiculaires qui se chevauchent en anneau → système π aromatique entièrement délocalisé (règle de Hückel : 4n+2 = 6 électrons π pour n = 1).
Hybridation sp³
Mélange de 1s + 3p → 4 orbitales sp³ tétraédriques, séparées de 109,5°. L'atome est tétraédrique (AX₄ ou AX₃E₁, AX₂E₂ avec paires libres).
Exemples canoniques : - Méthane CH₄ : 4 liaisons σ C−H équivalentes, 109,5°. - Ammoniac NH₃ : 3 liaisons σ N−H + 1 paire libre (angle 107°). - Eau H₂O : 2 liaisons σ O−H + 2 paires libres (angle 104,5°).
Hybridations d — sp³d et sp³d²
Pour les atomes des périodes 3+, les orbitales d participent à l'hybridation :
| Hybridation | Géométrie | Exemple |
|---|---|---|
| sp³d | Bipyramidal trigonale | PCl₅ |
| sp³d² | Octaédrique | SF₆, [Fe(CN)₆]³⁻ |
| sp³d³ | Pentaédrique (rare) | IF₇ |
Dans SF₆, les six liaisons S−F équivalentes résultent de six orbitales sp³d² de soufre (S) recouvertes avec les orbitales p du fluor.
Recouvrement σ et π
- Liaison σ : recouvrement frontal (axial) — densité électronique maximale sur l'axe internucléaire. Présente dans toutes les liaisons simples, doubles et triples.
- Liaison π : recouvrement latéral des orbitales p — densité électronique au-dessus et en dessous de l'axe. Présente dans les liaisons doubles (1 π) et triples (2 π).
La liaison π est plus faible que la liaison σ correspondante car le recouvrement latéral est moindre.