Modèle du lien de valence et de l’hybridation

C’est une théorie basée sur la mécanique quantique. Le modèle du lien de valence prévoit que les orbitales atomiques peuvent se recouvrir pour former des liens chimiques.

Tout comme les autres théories, ce modèle a quelques règles :

1. Les liens chimiques correspondent à un recouvrement d’orbitales de valence.

2. Un maximum de 2 électrons appariés peut être partagé entre les deux atomes dans chaque lien.

3. Plus le recouvrement est important, plus le lien est fort.

4. On appelle « lien sigma (σ) » le recouvrement d’orbitales le long de l’axe internucléaire et

« lien pi (π) » le recouvrement d’orbitales au dessus et en dessous (autour) de l’axe internucléaire.

Etant donné que les liens sigma sont plus stables que les liens pi, on observe d’abord la formation des liens σ.

Néanmoins, pour certaines molécules, ce modèle ne sait pas expliquer la géométrie observée. On a alors recours à la notion d’hybridation. En voici quelques exemples :

Dans le cas de la molécule d'hydrure de Béryllium, le Be a une configuration électronique de 1s2 2s2. Il ne peut donc pas, en principe, faire de liaison car ses orbitales sont complètes. Cependant BeH2 existe et est linéaire. On a donc inventé une notion d'hybridation, qui signifie que les orbitales se réorganisent, de façon à donner des orbitales hybrides de bonne symétrie, et possédant des électrons non appariés. Dans le cas de BeH2, l'orbitale 2s contenant deux électrons va s'hybrider avec une orbitale 2p vide pour donner deux orbitales hybrides sp situées à 180° l'une de l'autre et contenant chacune 1 électron. Le recouvrement de chacune de ces orbitales par une orbitale 1s de l'hydrogène, contenant 1 électron, donnera naissance à deux liaisons sigmas.

La molécule de BH3 est plane et triangulaire, or le bore (atome central) n'a qu'un électron non apparié. Il faut donc ici aussi hybrider l'orbitale 2s du bore avec 2 orbitales p pour donner 3 orbitales sp² situées dans un plan à 120° l'une de l'autre et contenant chacune un électron non apparié.

La molécule de méthane est tétraédrique (4 liaisons relient le carbone à 4 hydrogènes).Or, le carbone n'a que deux électrons non appariés. Il faut ici aussi utiliser la théorie des hybridations pour trouver 4 orbitales hybrides sp³ contenant chacune un électron. L’hybridation est donc un mélange d’orbitales atomiques qui forme des orbitales spéciales utilisées dans une liaison. Ceci permet de minimiser la répulsion entre les électrons (principalement pour éléments légers), tout en conservant le nombre total d’orbitales.

Les règles pour "hybrider" les orbitales atomiques:

1) utiliser les orbitales de valence.

2) prendre les orbitales qui contiennent au moins le nombre d'électrons requis pour faire toute les liaisons de l'atome.

3) rajouter des orbitales vides, d'énergie semblable, pour :

a. avoir le bon nombre d'électrons non appariés

b. obtenir la symétrie correspondant à la molécule.

4) le nombre total d'orbitales hybrides est toujours égal au nombre d'orbitales de départ impliquées dans leur formation.

Comment peux-t-on prévoir la géométrie d’une molécule d’après la théorie du lien de valence :

1. Dessiner la (les) structure(s) de Lewis

2. Appliquer VSEPR

3. Hybridation est-elle nécessaire ?

Non : Les atomes s’assemblent selon la géométrie des orbitales atomiques originelles.

Oui : Calculer le nombre de liens effectifs et regarder dans la figure XXVII à quelle géométrie elle correspond.

L’avantage du modèle du lien de valence, c’est qu’il prévoit la structure et les angles de la molécule. Néanmoins, il ne donne aucune information sur l’énergie (la stabilité) de la molécule et n’explique pas pourquoi certains matériaux sont magnétiques et d’autres pas. On a donc créé une nouvelle théorie : Celle des orbitales moléculaires.