À la base, la signification de #sp^n# est qu’une orbitale #s# se mélange avec un nombre #n# d’orbitales #p# proches en énergie pour former des orbitales atomiques hybridées dégénérées (même énergie) qui peuvent permettre l’accès à plus d’électrons que ceux disponibles dans les orbitales atomiques « pures » (#s#, #p#, etc) pour la liaison.

• La liaison #sp^3# implique l’utilisation de quatre orbitales atomiques hybridées #sp^3#, elle doit donc avoir quatre groupes d’électrons. EX : # »CH »_4#

• #sp^2# La liaison implique l’utilisation de trois orbitales atomiques hybridées #sp^2#, elle doit donc avoir trois groupes d’électrons. EX : # »BH »_3#, # »H »_2 « C »= »CH »_2#

• #sp# La liaison implique l’utilisation de deux orbitales atomiques hybridées #sp#, elle doit donc avoir deux groupes d’électrons. EX : # »H »-« C »-= »C »-« H « #, # : « C »-= »O »:#

J’ai expliqué l’hybridation #sp^3# et #sp^2# ci-dessous, et à partir de cela, je pense que vous pouvez impliquer ce qu’est l’hybridation #sp#.

#\mathbf(sp^2)#-HYBRIDIZED BONDING

Par exemple, # »H »_2 « C »= »CH »_2# implique deux liaisons #sigma# (une pour chaque liaison simple), puis une liaison #sigma# et une liaison #pi# (utilisées dans une double liaison), donc trois groupes d’électrons sont nécessaires, mais 4 électrons doivent être donnés par le carbone.

Puisque le carbone possède 4 électrons de valence, mais que ses orbitales #p# (qui sont les plus élevées en énergie) n’en contiennent que 2, il doit mélanger deux des trois orbitales #2p# avec l’orbitale #2s# pour utiliser 2 électrons de valence supplémentaires. Ceci est favorable car cela implique l’abaissement des énergies pour deux des orbitales #2p#, augmentant ainsi la stabilité.

Il en résulte l’utilisation de trois orbitales hybrides #sp^2# pour se lier : celles avec un électron pour la liaison #sigma# à l’hydrogène, et celle avec deux électrons pour incorporer une liaison #sigma# et une liaison #pi# avec l’autre carbone.

1 orbitale #2s# avait été incorporée, et 2 orbitales #2p# avaient été incorporées, on l’appelle donc #sp^2#, ayant #33%# de caractère #s# et #66%# de caractère #p#.

#\mathbf(sp^3)#-HYBRIDIZED BONDING

Un raisonnement similaire suit pour la liaison #sp^3#. Prenons l’exemple de # »CH »_4#. Il a besoin de quatre groupes d’électrons, et il doit faire quatre liaisons #sigma# IDENTIQUES (une pour chaque liaison simple).

4 électrons de valence sont nécessaires au carbone, mais seulement 1 électron doit être apporté par liaison #sigma#. Ainsi, nous avons besoin de quatre orbitales hybrides dégénérées distinctes pour réaliser chaque liaison #sigma#. Par conséquent, les trois orbitales #2p# doivent se mélanger à l’orbitale #2s# et se stabiliser globalement en énergie pour obtenir quatre orbitales hybrides dégénérées.

Il en résulte l’utilisation de quatre orbitales hybrides #sp^3# pour se lier : celles qui ont un électron permettent la liaison #sigma# à l’hydrogène.

1 orbitale #2s# avait été incorporée, et 3 orbitales #2p# avaient été incorporées, on l’appelle donc #sp^3#, ayant #25%# de caractère #s# et #75%# de caractère #p#.

Je pense qu’à partir de là, vous pouvez sous-entendre ce que signifie l’hybridation #sp#. (Indice : on peut aussi l’appeler hybridation #sp^1#.)