$1s^2\;2s^2\;2p_x^1\;2p_y^1$
est la structure du carbone isolé déterminée par la théorie quantique.
Cette structure impliquerait une géométrie à angles droits différente de celles qu'on observe effectivement!
Linus Pauling 1901 - 1994
Linus Pauling, tout en se basant sur la théorie quantique, a trouvé que, dépendant de son entourage, l'atome C pouvait admettre comme orbitales une "superposition" d'orbitales atomiques.
Par analogie avec la biologie, on appelle ces "mélanges" des hybridations d'orbitales.
Naivement, le phénomène se décrit en admettant d'abord une excitation électronique, la "promotion":
Un électron est passé de l'orbitale $2s$ dans l'orbitale libre $2p_z$
Après cela, l'atome est prêt à l'une des hybridations suivantes:
L'hybridation consiste en un "mélange" $2s\;2p_x\;2p_y\;$ et $ 2p_z$ pour former quatre nouvelles orbitales d'énergie intermédiaire et désignées par $2sp_3$ chacune. Ces nouvelles orbitales ont des structures parfaitement équivalentes et renferment chacune un électron. L'atome C se présente alors sous forme tétraédrique:
Exemple: Le méthane
Le méthane possède une structure tétraédrique avec 4 liaisons $\sigma$ par recouvrement frontal $2sp_3\; - \;1s$
L'hybridation consiste en un "mélange" $2s\;2p_x $ et $ 2p_y $ pour former trois nouvelles orbitales d'énergie intermédiaire et désignées par $2sp_2$ chacune. Ces nouvelles orbitales ont des structures parfaitement équivalentes et renferment chacune un électron. L'atome C se présente sous forme de structure planaire triangulaire, l'orbitale $2p_z$ reste intacte:
Exemple: L'éthène
L'éthène (éthylène) possède une structure planaire - avec 4 liaisons $\sigma$ $C-H$ par recouvrement frontal $2sp_2\; - \;1s$, - avec une liaison $\sigma$ $C-C$ par recouvrement frontal $2sp_2\; - \;2sp_2$
Squelette de l'éthène (sans la liaison $\pi$)
avec 1 ( une seule !) liaison $\pi$ $C-C$ par recouvrement latéral $2p_z\; - \;2p_z$ des deux lobes des orbitales $2p_z$
Structure complète de l'éthène (avec la liaison $\pi$)
Cas spécial: Le benzène
Le benzène est constitué d'un cycle hexagonal régulier formé par 6 atomes $C$ hybridisés $sp_2$ Comme dans le cas de l'éthène, les liaisons C-C sont des liaisons $\sigma$ $(2sp_2\;-\;2sp_2)$, les liaisons C-H des liaisons $\sigma$ $(2sp_2\;-\;1s)$ Par contre, les 6 électrons des orbitales $2p_z$ confluent ici en un nuage électronique, le nuage $\pi$ qui coiffe le cycle par deux tores réguliers.
L'hybridation consiste en un "mélange" $2s$ et $ 2p_x$ pour former deux nouvelles orbitales d'énergie intermédiaire et désignées par $2sp$ chacune. Ces nouvelles orbitales ont des structures parfaitement équivalentes et renferment chacune un électron. L'atome $C$ se présente sous forme de structure linéaire, les orbitales $2p_y$ et $2p_z$ restent intactes:
Exemple: L'éthine
L'éthine (acétylène) possède une structure linéaire - avec 2 liaisons $\sigma$ $C-H$ par recouvrement frontal $2sp\; - \;1s$, - une liaison liaison $\sigma$ $C-C$ par recouvrement frontal $2sp\;- \;2sp$
- avec 2 (deux seulement !) liaisons $\pi$ $C-C$ par recouvrement latéral
$2p_y\; - \;2p_y$ et $2p_z\; - \;2p_z$
Structure complète de l'éthine (avec les liaisons $\pi)$