45- (Atkins 2007) Dê a hibridação do átomo em negrito das seguintes moléculas:
\mathbf{B C l}_{3}

Passo 1

O enunciado pede a hibridação do átomo em negrito na molécula \mathbf{BCl}_{3}.
Informações dadas explicitamente: a molécula é \mathrm{BCl}_{3} e o átomo em negrito é o boro ( \mathrm{B}).
Objetivo: determinar a hibridação eletrônica do átomo de \mathrm{B} nessa molécula.

Passo 2

Primeiro passo prático: montar a estrutura de Lewis para saber quantos pares eletrônicos rodeiam \mathrm{B}. Vou explicar passo a passo como contar elétrons e montar a estrutura.
  • Contagem de elétrons de valência:
    \text{elétrons totais} = 3\\ (\text{de }\mathrm{B}) + 3\times7\\ (\text{de cada }\mathrm{Cl}) = 3 + 21 = 24.é
    Aqui usamos que \mathrm{B} tem 3 elétrons de valência e cada \mathrm{Cl} tem 7.
  • Fazer ligações B–Cl: normalmente coloca-se \mathrm{B} no centro ligado a três \mathrm{Cl}. Cada ligação simples usa 2 elétrons, então:
    \text{elétrons em ligações} = 3 \times 2 = 6.éçõ
    Restam 24 - 6 = 18 elétrons, que colocamos como pares não ligantes nos átomos de cloro para completar seus octetos: cada \mathrm{Cl} recebe 3 pares (6 elétrons), total 3\times6=18. Assim, todos os \mathrm{Cl} têm octeto completo e \mathrm{B} fica com três pares compartilhados (ou seja, 3 ligações), totalizando 6 elétrons ao redor de \mathrm{B} (não completa octeto).
  • Cálculo de cargas formais (para verificar plausibilidade):
    Para \mathrm{B}:
    \text{carga formal} = \text{elétrons de valência} - (\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\times\text{elétrons ligantes})éêéãé
= 3 - (0 + \tfrac{1}{2}\times6) = 3 - 3 = 0.
Para cada \mathrm{Cl}:
= 7 - (6 + \tfrac{1}{2}\times2) = 7 - (6+1)=0.
Tudo neutro, então a estrutura com \mathrm{B} formando três ligações simples é correta, mesmo que \mathrm{B} tenha apenas 6 elétrons ao seu redor (molécula deficiente em elétrons).

Passo 3

Agora transformamos a informação da estrutura de Lewis em hibridação. Vou ensinar o conceito prático que usamos em provas: número estérico (steric number) e correspondência com hibridação.
  • Definição prática (fórmula que usamos):
    \text{número estérico} = \#(\text{ligações simples ou múltiplas contadas como uma região}) + \#(\text{pares isolados no átomo})úéçõúãá
    Explicando: cada região de densidade eletrônica ao redor do átomo central (ligação simples, ligação dupla ou tripla — cada uma conta como 1 região — e cada par isolado conta como 1 região) determina a geometria local e a hibridação.
  • Tabela de correspondência comum:
    \begin{array}{ll} \text{número estérico } 2 \Rightarrow \text{hibridação } \mathrm{sp} \\\ \text{número estérico } 3 \Rightarrow \text{hibridação } \mathrm{sp}^2 \\\ \text{número estérico } 4 \Rightarrow \text{hibridação } \mathrm{sp}^3 \end{array}úéçãúéçãúéçã
  • Aplicando em \mathrm{BCl}_{3}: o boro tem 3 regiões de densidade eletrônica — as três ligações B–Cl (não há pares isolados em \mathrm{B}). Logo
    \text{número estérico de }\mathrm{B} = 3 + 0 = 3.úé
    Pela tabela, número estérico 3 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp}^2.

Passo 4

Interpretação física da hibridação \mathrm{sp}^2 e consequências para geometria:
  • O que significa \mathrm{sp}^2? Significa que um orbital s e dois orbitais p do boro se combinam para formar três orbitais híbridos \mathrm{sp}^2, todos no mesmo plano e separados por ângulos de 120^\circ. Há ainda um orbital p não hibridizado restante, perpendicular ao plano.
  • Na prática para \mathrm{BCl}_{3}:
    • Os três orbitais \mathrm{sp}^2 do boro se sobrepõem com orbitais dos cloros para formar as três ligações sigma B–Cl.
    • A molécula é planar trigonal com ângulos de ligação iguais a 120^\circ.
    • O orbital p não hibridizado em \mathrm{B} fica vazio (isso explica por que \mathrm{BCl}_{3} é ácido de Lewis: \mathrm{B} pode aceitar um par de elétrons nesse orbital vazio).

Passo 5

Resumo prático para a prova (receita rápida):
  1. Contar elétrons de valência e desenhar a estrutura de Lewis.
  2. Contar regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo pedido (ligações simples/duplas/triplas contam cada uma como 1; pares isolados contam como 1).
  3. Usar o número estérico para escolher a hibridação via a tabela (2→ \mathrm{sp}, 3→ \mathrm{sp}^2, 4→ \mathrm{sp}^3).
  4. Verificar geometria e, se necessário, existência de orbital p não hibridizado (útil para prever comportamento ácido/base ou ligações π).

Resposta

\mathrm{sp}^2

Exercícios relacionados