Descreva a estrutura da molécula de formamida, \mathrm{HCONH}_{2}, em termos de orbitais híbridos, ângulos de ligação e ligações \sigma e \pi. O átomo de C está ligado a um átomo de H, a um átomo de O terminal e a um átomo de N . O átomo de N também está ligado a dois átomos de H.

Passo 1

O enunciado pede que eu descreva a estrutura da molécula \mathrm{HCONH_{2}} em termos de:
  • orbitais híbridos dos átomos centrais (C, O, N e também H quando relevante);
  • ângulos de ligação (aproximados) entre os ligantes ao redor desses átomos;
  • que tipo de ligações são \sigma e que tipo (ou parcial) é \pi.
Informações que o enunciado dá sobre a conectividade (peguei isto do enunciado):
  • O átomo de C está ligado a um átomo de H, a um átomo de O terminal e a um átomo de N.
  • O átomo de N está ligado também a dois átomos de H.

Passo 2

Conceitos básicos necessários (aula rápida e prática sobre híbridos e ligações, sem jargão assustador).
  • Hibridização é uma forma prática de descrever como orbitais atômicos (como s e p) se combinam para formar orbitais direcionais que fazem ligações \sigma. Os tipos mais comuns:
    • sp: três orbitais não-híbridos (dois p restantes), geometria linear.
    • sp^{2}: um orbital p não-híbrido, geometria trigonal planar (ângulos ~ 120^\circ).
    • sp^{3}: todos híbridos, geometria tetraédrica (ângulos ~ 109{,}5^\circ).
  • Ligações \sigma formam-se por sobreposição ao longo do eixo entre núcleos (ex.: sp 1s, sp^{2} sp^{2}, sp^{3} 1s). Ligações \pi resultam da sobreposição lateral de orbitais p não-hibridizados; elas acompanham uma ligação \sigma quando há uma dupla ligação.
  • Importante: ressonância (delocalização) pode alterar a descrição “pura” de hibridização. Se um par de elétrons se delocaliza (como o par do N numa amida), o átomo tende a adotar geometria planar e a ser descrito como sp^{2} para permitir sobreposição p–p.

Passo 3

Hibridização do carbono central (razão e implicação).
  • Contagem rápida: o C está ligado a três grupos (H, O, N) e forma três ligações sigma. Isso sugere steric number =3 → hibridização sp^{2}.
  • Consequência prática: o C usa três orbitais sp^{2} dispostos em um plano, separados por aproximadamente 120^\circ, e tem um orbital p puro perpendicular a esse plano.
  • O orbital p do C se sobrepõe lateralmente com um orbital p do O para formar a ligação \pi do grupo carbonila (a dupla C=O). As três ligações sigma do C são:
    • \sigma(\mathrm{C–H}): sobreposição sp^{2}(\mathrm{C}) com 1s(\mathrm{H}).
    • \sigma(\mathrm{C–O}): sobreposição sp^{2}(\mathrm{C}) com sp^{2}(\mathrm{O}) (ver mais adiante).
    • \sigma(\mathrm{C–N}): sobreposição sp^{2}(\mathrm{C}) com orbital híbrido do N.
  • A partir daí o C participa de uma dupla ligação efetiva com O: uma \sigma (entre sp^{2} de C e sp^{2} de O) e uma \pi (entre os orbitais p não-hibridizados de C e O).

Passo 4

Hibridização e comportamento do oxigênio da carbonila.
  • O oxigênio da carbonila tem duas pares não-ligantes e uma ligação ao C; a melhor descrição é sp^{2} para O:
    • Dois orbitais sp^{2} ocupados por pares de elétrons não-ligantes.
    • Um orbital sp^{2} usado para a ligação \sigma com o C.
    • Um orbital p não-hibridizado que se sobrepõe com o p do C para formar a ligação \pi da carbonila.
  • Portanto, a ligação \mathrm{C=O} é composta de \sigma( sp^{2} sp^{2}) + \pi( p p).
  • Geometria local: em torno do O (considerando as regiões eletrônicas) há um arranjo trigonal planar, mas como há dois pares, a forma molecular local é “em V / dobrada”. Em termos de ângulo prático, as diretivas de ligações ao redor do C envolvendo O ficam próximas de 120^\circ.

Passo 5

Hibridização do nitrogênio na amida e papel da ressonância (explicação bem mastigada).
  • Contagem simples ignorando ressonância: N liga a C e a dois H e tem um par livre → quatro regiões eletrônicas → seria sp^{3}. Mas a realidade experimental (plano em torno do N, comprimento de ligação C–N encurtado, estabilidade/resonância) mostra que o par livre do N se delocaliza sobre a carbonila.
  • Para que esse par do N se delocalize com a orbital \pi da carbonila, o N precisa ter um orbital p disponível para sobreposição lateral com o p do C. A descrição consistente é:
    • N é aproximadamente sp^{2} hibridizado.
    • Três orbitais sp^{2} do N formam três \sigma: duas para \mathrm{N–H} (sobreposição sp^{2}(\mathrm{N}) 1s(\mathrm{H})) e uma para \mathrm{N–C} (sobreposição sp^{2}(\mathrm{N}) sp^{2}(\mathrm{C})).
    • O par não-ligante do N ocupa então o orbital p não-hibridizado (perpendicular ao plano), permitindo a delocalização π sobre o sistema \mathrm{O–C–N}.
  • Ressonância canônica (escrita simplificada):
    • forma principal: \mathrm{O=C–N H_{2}}
    • forma ressonante que contribui: \mathrm{^{-}O–C=N^{+}H_{2}}
    • A contribuição da segunda forma explica carga parcial negativa em O, carga parcial positiva em N e caráter parcial de dupla ligação em C–N.
  • Consequência estrutural: o N fica praticamente planar (os três ligantes H, C e o par estão no mesmo plano), e a rotação livre em torno da ligação C–N é fortemente dificultada (caráter parcial de dupla ligação).

Passo 6

Ângulos de ligação e planicidade (valores e por quê).
  • Porque C e N são descritos como sp^{2}, os ângulos ao redor desses átomos são próximos de 120^\circ:
    • em volta do carbono central: os ângulos \angle\mathrm{H–C–N}, \angle\mathrm{H–C–O} e \angle\mathrm{O–C–N} ficam todos próximos de 120^\circ (pequenas variações ocorrem por diferenças de eletronegatividade entre O e N e por repulsões de pares, mas a referência é 120^\circ).
    • em volta do nitrogênio: \angle\mathrm{H–N–H}, \angle\mathrm{H–N–C} etc. somam 360^\circ num plano, então cada ângulo individual fica aproximadamente 120^\circ.
  • A molécula é predominantemente planar na porção \mathrm{H_{2}N–C(=O)}: os átomos \mathrm{H} ligados ao N ficam quase no mesmo plano que C, N e O para maximizar a conjugação p p.

Passo 7

Resumo prático das ligações \sigma e \pi.
  • Ligações \sigma:
    • \sigma(\mathrm{C–H}): sp^{2}(\mathrm{C}) 1s(\mathrm{H}).
    • \sigma(\mathrm{N–H}): sp^{2}(\mathrm{N}) 1s(\mathrm{H}).
    • \sigma(\mathrm{C–N}): sp^{2}(\mathrm{C}) sp^{2}(\mathrm{N}).
    • \sigma(\mathrm{C–O}): sp^{2}(\mathrm{C}) sp^{2}(\mathrm{O}).
  • Ligações \pi:
    • \pi(\mathrm{C=O}): sobreposição lateral p(\mathrm{C}) p(\mathrm{O}) — é a \pi principal da carbonila.
    • caráter \pi parcial em \mathrm{C–N}: devido à ressonância, existe contribuição de p(\mathrm{N}) sobrepondo-se ao sistema \pi da carbonila, daí caráter parcial de dupla ligação em \mathrm{C–N}. Assim, \mathrm{C–N} é melhor descrita como uma ligação \sigma com contribuição \pi parcial (não uma dupla ligação completa).

Passo 8

Consequências observáveis e números típicos (para você ter noção ao comparar em prova).
  • Comprimentos de ligação típicos (valores aproximados observados em amidas):
    • \mathrm{C=O}: \approx 1{,}20\text{–}1{,}24\,\text{\AA} (mais curto que C–O simples).
    • \mathrm{C–N}: \approx 1{,}32\text{–}1{,}36\,\text{\AA} (mais curto que um C–N simples típico \approx1{,}47\,\text{\AA}, refletindo caráter parcial de dupla ligação).
    • \mathrm{C–H}: \approx 1{,}09\,\text{\AA}; \mathrm{N–H}: \approx 1{,}01\,\text{\AA}.
  • A planaridade e o caráter parcial de dupla ligação em C–N produzem uma barreira à rotação em torno de C–N e dão propriedades específicas (por exemplo, hidrogênio amídico capaz de formar ligações de hidrogênio intermoleculares).

Passo 9

Exemplos comparativos rápidos (para fixar a ideia).
  • Formaldeído \mathrm{H_{2}C=O}: C é sp^{2}, carbonila com \sigma + \pi clássica; aqui não há ressonância com N porque não existe N.
  • Metilamina \mathrm{CH_{3}NH_{2}}: N é aproximadamente sp^{3} (pouca delocalização), não planar; contrasta com a amida onde o N é sp^{2} por delocalização na carbonila.
  • Esses exemplos mostram: presença do grupo \mathrm{C=O} conjugado com um N que tem par disponível tende a planarizar o N e a criar caráter parcial \mathrm{C=N}.

Resposta

O carbono central é sp^{2} hibridizado: usa três orbitais sp^{2} (no plano) para formar as três ligações \sigma com \mathrm{H}, \mathrm{O} e \mathrm{N}, e tem um orbital p perpendicular que participa na \pi da carbonila; o oxigênio da carbonila é também aproximadamente sp^{2} (dois pares não-ligantes em orbitais sp^{2} e um orbital p que forma a \pi com o p do C), de modo que \mathrm{C=O} é \sigma(sp^{2}\!-\!sp^{2})+\pi(p\!-\!p). O nitrogênio da amida é descrito como aproximadamente sp^{2}: três orbitais sp^{2} fazem as \sigma \mathrm{N–H} e \mathrm{N–C} e o par não-ligante do N ocupa um orbital p que se delocaliza sobre a carbonila, produzindo ressonância entre \mathrm{O=C–NH_{2}} e \mathrm{^{-}O–C=N^{+}H_{2}}. Isso confere caráter parcial de dupla ligação à \mathrm{C–N}, planaridade da porção \mathrm{H_{2}N–C(=O)} e ângulos ao redor dos centros sp^{2} próximos de 120^\circ (com pequenas deformações reais). Comprimentos de ligação refletem isso: \mathrm{C=O} curto ( \approx 1{,}20\text{–}1{,}24\,\text{\AA}), \mathrm{C–N} encurtado ( \approx 1{,}32\text{–}1{,}36\,\text{\AA}) e ligações \sigma \mathrm{C–H} e \mathrm{N–H} típicas.

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