4- O eteno \left(\mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4}\right) é uma molécula orgânica que apresenta uma ligação dupla entre os átomos de carbono. Com base na teoria da hibridização, qual é o tipo de hibridização dos átomos de carbono no eteno e como isso influencia a geometria da molécula? Explique a relação entre a hibridização e as ligações pi ( \pi ) presentes na molécula.
Passo 1
O enunciado pede três coisas claras:
Determinar o tipo de hibridização dos átomos de carbono na molécula do eteno \left(\mathrm{C}_{2}\mathrm{H}_{4}\right).
Explicar como essa hibridização influencia a geometria da molécula.
Explicar a relação entre a hibridização e as ligações \pi presentes na molécula.
Informações dadas (do enunciado):
Molécula: \mathrm{C}_{2}\mathrm{H}_{4} (eteno), ou seja, dois carbonos ligados por uma ligação dupla e cada carbono ligado a dois hidrogênios.
Passo 2
Relembrando a ideia básica de hibridização de forma bem direta e sem formalismo pesado:
Hibridização é um modelo que mistura orbitais atômicos (como 2s e 2p) para formar novos orbitais chamados híbridos, que têm orientações específicas no espaço e explicam as geometrias das ligações.
O número de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos que se misturam. Por exemplo, misturando um orbital s com dois orbitais p gera três orbitais \mathrm{sp}^2.
Passo 3
Olha o carbono isolado antes de hibridar (configuração eletrônica simplificada das camadas externas):
Estado fundamental: \;2s^2\,2p^2.
Para formar as três ligações sigma que cada carbono faz no eteno (duas com H e uma com o outro C), o modelo considera que um elétron do 2s é promovido e depois os orbitais se hibridizam:
Hibridização: os orbitais 2s e dois 2p se combinam para formar três orbitais híbridos \mathrm{sp}^2, deixando um orbital 2p puro não hibridizado. Escrevendo:
(Usei p_x,p_y,p_z só para nomear; o importante é que sobra um p não misturado.)
Passo 4
Conseqüência geométrica imediata da formação de três orbitais \mathrm{sp}^2:
Três orbitais \mathrm{sp}^2 ficam orientados no mesmo plano, apontando para os vértices de um triângulo equilátero em torno do átomo de carbono.
Assim, os ângulos entre esses orbitais são aproximadamente \,120^\circ.
Logo, cada carbono do eteno fica com geometria trigonal plana local; na molécula inteira, o conjunto dos dois carbonos e os quatro hidrogênios forma um plano (todos os átomos envolvidos na vizinhança direta dos carbonos estão no mesmo plano).
Passo 5
Como as ligações se formam no eteno com base nesses orbitais:
Cada carbono usa dois orbitais \mathrm{sp}^2 para ligar a dois hidrogênios: sobreposição \mathrm{sp}^2(\mathrm{C}) com 1s(\mathrm{H}) → ligações \sigma C–H.
Cada carbono usa o terceiro orbital \mathrm{sp}^2 para formar a ligação \sigma C–C (sobreposição frontal \mathrm{sp}^2(\mathrm{C}) com \mathrm{sp}^2(\mathrm{C})).
O orbital p não hibridizado (o que sobrou) em cada carbono fica perpendicular ao plano dos orbitais \mathrm{sp}^2. Esses dois orbitais p puros, um em cada carbono, se sobrepõem lateralmente (sobreposição lado-a-lado) para formar a ligação \pi entre os carbonos.
Passo 6
Explicando a diferença entre ligação \sigma e \pi de um jeito prático:
Ligação \sigma: resultado da sobreposição frontal (head-on) de orbitais; tem densidade eletrônica concentrada ao longo do eixo que conecta os núcleos. No eteno, a ligação simples central C–C é uma \sigma formada por \mathrm{sp}^2-\mathrm{sp}^2.
Ligação \pi: resultado da sobreposição lateral de orbitais p não hibridizados; a densidade eletrônica fica em regiões acima e abaixo do plano que contém os núcleos. No eteno, além da \sigma há uma \pi proveniente dos dois p perpendiculares.
Passo 7
Consequências importantes e como ver isso na prova:
A ligação dupla C=C é composta por uma \sigma + uma \pi. Em termos de ordem de ligação, isso corresponde à ordem 2.
A presença da \pi (formada por p-orbitais perpendiculares) impede a rotação livre em torno da ligação C=C porque a rotação quebraria a sobreposição lateral dos p (romperia a \pi). Assim, ligações duplas têm geometria fixa (cis/trans é possível).
Geometricamente, cada carbono tem três regiões de densidade eletrônica ligadas (2 H + 1 C), o que dá a geometria trigonal plana local e ângulos próximos de \,120^\circ.
Passo 8
Um resumo didático curtinho (para gravar na prova):
Cada átomo de carbono no eteno é \mathrm{sp}^2 hibridizado.
Isso gera geometria trigonal plana ao redor de cada carbono, com ângulos \approx 120^\circ.
A ligação dupla C=C = \sigma(\mathrm{sp}^2\!-\!\mathrm{sp}^2) + \pi(p\!-\!p); a \pi vem dos orbitais p não hibridizados, orientados perpendicularmente ao plano dos \mathrm{sp}^2, e é responsável pela restrição de rotação e pela densidade eletrônica acima/abaixo do plano.
Resposta
Os carbonos no eteno são \mathrm{sp}^2 hibridizados; isso dá geometria trigonal plana em cada carbono, com ângulos \approx 120^\circ. A ligação dupla C=C consiste numa ligação \sigma formada pela sobreposição frontal \mathrm{sp}^2\!-\!\mathrm{sp}^2 e numa ligação \pi formada pela sobreposição lateral dos orbitais p não hibridizados (perpendiculares ao plano), o que cria densidade eletrônica acima/abaixo do plano e impede a rotação livre em torno da ligação dupla.