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par Hibiscus » 01 oct. 2019 04:34
Je vais essayer de donner une réponse claire, mais c'est pas trop mon domaine non plus, donc il peut y avoir des petites erreurs.
De manière générale, tout ce qu'on appelle "orbitale" (surtout en prépa), que ce soit atomique, moléculaire, ou hybrides, c'est un modèle (plus ou moins mauvais) pour représenter le comportement (distribution) spatial des électrons autour des noyaux. En ce sens, elles sont importantes pour charactériser les liaisons, et sont donc étroitements liés à des propriétés magnétiques, des distances et force de liaisons, et géométrie.
Maintenant, comment on les créée, bah on prend les orbitales de l'hydrogène, parce que c'est le seul cas pour lequel on sait résoudre Schrodinger, et on prétend qu'en les combinant (CLOA) que ça marche pour d'autres atomes plus lourds (en les déformant), et qu'on peut les combiner pour décrire des molécules.
Pour construire une orbitale hybride, il faut qu'on ait un (ou plus) électron(s) excité(s).
Si on prend du carbone 1s(2)2s(2)2px(1)2py(1)2pz(1), et qu'on le lie à des hydrogènes pour faire du méthane (CH4).
Le proton (noyau H) attire l'un des électrons de valence du C qui prend alors un état excité, avec un électron 2s occupant une orbitale 2p.
Donc, la charge effective augmente (charge du noyau - écrantage causé par les autres électrons), donc l'influence du noyau du C sur les électrons de valence augmente.
Donc, on a un atome de carbone qui attire plus, et un (quatre) noyau d'hydrogène qui tire aussi.
Si on met tout ça dans Schrodinger, on a des "nouvelles fonctions mathématiques", qu'on appelle orbitales hybrides.
En l'occurence, ici, la 2s se mélange avec les trois orbitales 2p pour former quatre orbitales hybrides sp3.
Le carbone est plus 1s(2)2s(2)2px(1)2py(1)2pz(1) mais 1s(2)sp3(1)sp3(1)sp3(1)sp3(1) (on passe bien de 7 à 6)
