Explique a ligação dos seguintes compostos ( \mathrm{BeCl}_{2}, \mathrm{BF}_{3}, \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{PCl}_{5}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{SF}_{6} ) com base na hibridização. Para cada uma delas, desenhe o diagrama de caixas (orbitais) para a última camada e diga qual a hibridização, quantas ligações e quantos pares de elétrons livres o átomo central possui (nuvens).

Passo 1

O que o enunciado pede e quais compostos temos. Precisa-se, para cada composto da lista \mathrm{BeCl}_{2}, \mathrm{BF}_{3}, \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{PCl}_{5}, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{SF}_{6}:
  • desenhar o diagrama de caixas (orbitais) para a última camada do átomo central (antes e depois da hibridização, quando for didático);
  • dizer qual a hibridização do átomo central;
  • dizer quantas ligações (sigma) o átomo central forma;
  • dizer quantos pares de elétrons livres (pares não-ligantes) o átomo central possui;
  • indicar igualmente o número de “nuvens” (domínios eletrônicos) se pertinente (que é soma de ligações + pares livres).
Os compostos a tratar são: \mathrm{BeCl}_{2}, \mathrm{BF}_{3}, \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{PCl}_{5}, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{SF}_{6}.

Passo 2

Breve aula: como decidir hibridização e desenhar diagramas de caixas.
  • Ideia central da hibridização: os orbitais atômicos da camada de valência (por exemplo ns, np, e às vezes nd) podem misturar-se para formar novos orbitais híbridos ( \mathrm{sp},\\ \mathrm{sp^2},\\ \mathrm{sp^3},\\ \mathrm{sp^3d},\\ \mathrm{sp^3d^2}, etc.) que se orientam para formar ligações sigma. A hibridização explica a geometria das ligações e por que temos certos ângulos.
  • Método prático para decidir hibridização (muito usado em prova): calcule o número de domínios eletrônicos ao redor do átomo central (também chamado de número estérico):
    • número de núcleos ligados (ligações sigma, conte cada ligação múltipla como uma única nuvem) + número de pares isolados (pares não-ligantes) = número de domínios.
    • mapa usual: domínios 2 \to \mathrm{sp}, 3 \to \mathrm{sp^2}, 4 \to \mathrm{sp^3}, 5 \to \mathrm{sp^3d}, 6 \to \mathrm{sp^3d^2}.
  • Para achar pares livres do átomo central de forma rápida:
    • use a conta \text{pares livres} = \dfrac{V - B}{2}, onde V é o número de elétrons de valência do átomo central e B é o número de ligações simples (assumindo que, em ligações simples, o átomo central contribui com um elétron por ligação). Isso funciona para os exemplos típicos de covalência simples que vamos tratar.
  • Diagrama de caixas (orbitais): mostro antes (configuração de valência atômica) e depois (orbitais híbridos ocupados). Em diagramas usarei \uparrow e \downarrow para spins.

Passo 3

Observação sobre promoção de elétrons e desenho dos diagramas: muitas hibridizações são explicadas com uma pequena “promoção” (passar um elétron de s para p ou d) para obter elétrons desemparelhados que entram nos híbridos. Em provas isso é aceito como modelo qualitativo para explicar o número de ligações. Vou sempre mostrar:
  • configuração antes (valência);
  • promoção se necessário;
  • hibridização e diagrama final com os híbridos e ocupação eletrônica.
Agora vamos tratar caso a caso, com calma e sem pular etapas.

Passo 4

\mathrm{BeCl}_2
  1. Valência e configuração inicial do átomo central ( \mathrm{Be}, Z=4): valência \;2s^2.
\text{Antes (Be): } [\,2s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_x:\;]\;[\,2p_y:\;]\;[\,2p_z:\;]
  1. O berílio forma duas ligações simples com dois átomos de cloro. Ele tem V=2 elétrons de valência e forma B=2 ligações. Pela fórmula de pares livres:
\text{pares livres} = \dfrac{V-B}{2} = \dfrac{2-2}{2}=0.
Número de domínios = 2 (duas ligações), então hibridização é \mathrm{sp} e geometria linear.
  1. Promoção/hibridização e diagrama final: o 2s e um dos 2p combinam em dois híbridos \mathrm{sp}. As duas orbitais \mathrm{sp} ficam com um elétron cada (cada uma fará uma ligação sigma com o p do \mathrm{Cl}).
\text{Depois (híbridos sp): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow]\;[\,p:\;]\;[\,p:\;]í
  1. Conclusão para \mathrm{BeCl}_2: hibridização \mathrm{sp}, forma \,2 ligações sigma, pares livres 0, domínios eletrônicos 2 (linear).

Passo 5

\mathrm{BF}_3
  1. Valência do átomo central ( \mathrm{B}, Z=5): 2s^2 2p^1. Representação antes:
\text{Antes (B): } [\,2s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_x:\uparrow\,]\;[\,2p_y:\;]\;[\,2p_z:\;]
  1. O boro forma B=3 ligações com três flúor. V=3 elétrons de valência (considerando apenas os utilizados em ligações), então pares livres:
\text{pares livres} = \dfrac{V-B}{2} = \dfrac{3-3}{2}=0.
Domínios =3 então hibridização \mathrm{sp^2} e geometria trigonal plana.
  1. Promoção/hibridização: para obter três orbitais com elétrons desemparelhados, um dos elétrons do 2s é promovido para 2p, depois 2s e dois 2p hibridizam em três \mathrm{sp^2}; sobra um orbital 2p perpendicular vazio.
\text{Depois (híbridos sp}^2\text{): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_3:\uparrow]\;[\,p_{\perp}:\;]í
Esse p_{\perp} vazio é a razão pela qual \mathrm{BF}_3 é deficiente em elétrons (ácido de Lewis potencial).
  1. Conclusão para \mathrm{BF}_3: hibridização \mathrm{sp^2}, 3 ligações sigma, 0 pares livres, domínios 3 (trigonal planar).

Passo 6

\mathrm{CH}_4
  1. Carbono ( \mathrm{C}, Z=6) valência 2s^2 2p^2. Antes:
\text{Antes \text{(C)}: } [\,2s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_x:\uparrow\,]\;[\,2p_y:\uparrow\,]\;[\,2p_z:\;]
  1. Carbono precisa de 4 ligações para completar octeto. Promoção: um elétron do 2s é promovido para 2p, ficando com quatro elétrons desemparelhados:
\text{Após promoção: } [\,2s:\uparrow\,]\;[\,2p_x:\uparrow\,]\;[\,2p_y:\uparrow\,]\;[\,2p_z:\uparrow\,]óçã
  1. Esses quatro orbitais hibridizam em quatro \mathrm{sp^3}, cada um com um elétron, formando quatro ligações sigma com H.
\text{Depois (sp}^3\text{): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_3:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_4:\uparrow]
  1. Usando a fórmula: V=4, B=4 \Rightarrow pares livres =0. Domínios 4 \to hibridização \mathrm{sp^3} (geometria tetraédrica).
  2. Conclusão para \mathrm{CH}_4: hibridização \mathrm{sp^3}, 4 ligações, 0 pares livres, domínios 4.

Passo 7

\mathrm{PCl}_5
  1. Fósforo ( \mathrm{P}, Z=15) valência inicial 3s^2 3p^3. Antes:
\text{Antes (P): } [\,3s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,3p_x:\uparrow\,]\;[\,3p_y:\uparrow\,]\;[\,3p_z:\uparrow\,]\;[\,3d:\;]\;(\text{3d vazio})
  1. O fósforo forma B=5 ligações em \mathrm{PCl}_5. Usando a ideia de promoção: um elétron do 3s ou de 3p é promovido para 3d de modo a obter cinco elétrons desemparelhados. Após promoção temos cinco orbitais disponíveis para hibridizar:
\text{Após promoção e hibridização (modelo): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_3:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_4:\uparrow]\;[\mathrm{d}:\uparrow]óçãçã
No modelo tradicional chamamos a combinação de \mathrm{sp^3d} (ou dsp^3) que gera cinco híbridos equivalentes orientados em geometria trigonal bipiramidal.
  1. Pares livres: V=5, B=5 \Rightarrow pares livres =0. Domínios =5 \to hibridização \mathrm{sp^3d}.
  2. Conclusão para \mathrm{PCl}_5: hibridização \mathrm{sp^3d}, 5 ligações sigma, 0 pares livres, domínios 5 (trigonal bipiramidal).

Passo 8

\mathrm{H_2O}
  1. Oxigênio ( \mathrm{O}, Z=8) valência 2s^2 2p^4. Configuração antes (seguindo Hund):
\text{Antes (O): } [\,2s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_x:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_y:\uparrow\,]\;[\,2p_z:\uparrow\,]
(essa distribuição é uma forma de representar os quatro elétrons em p como uma dupla em um orbital p e dois desemparelhados nos outros, depois veremos o efeito da hibridização).
  1. A água tem B=2 ligações (duas com H). Usando a fórmula:
\text{pares livres} = \dfrac{V-B}{2} = \dfrac{6-2}{2}=2.
Logo 2 pares não-ligantes. Domínios =2 ligações + 2 pares =4 \to hibridização \mathrm{sp^3}.
  1. Diagrama após hibridização \mathrm{sp^3}: quatro orbitais \mathrm{sp^3}; dois deles contêm pares isolados (cada um \uparrow\downarrow), e dois contêm um elétron cada para formar as duas ligações O–H.
\text{Depois (sp}^3\text{): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow\downarrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow\downarrow]\;[\mathrm{sp}_3:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_4:\uparrow]
Os dois \mathrm{sp} com um elétron irão emparelhar com os elétrons de 1s do H formando duas ligações sigma.
  1. Geometria eletrônica tetraédrica, geometria molecular curvada (ângulo aproximado 104{,}5^\circ) devido ao efeito de pares livres.
  2. Conclusão para \mathrm{H_2O}: hibridização \mathrm{sp^3}, 2 ligações sigma, 2 pares livres, domínios 4.

Passo 9

\mathrm{NH_3}
  1. Nitrogênio ( \mathrm{N}, Z=7) valência 2s^2 2p^3. Antes:
\text{Antes (N): } [\,2s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,2p_x:\uparrow\,]\;[\,2p_y:\uparrow\,]\;[\,2p_z:\uparrow\,]
  1. Amônia tem B=3 ligações N–H. Usando a fórmula:
\text{pares livres} = \dfrac{V-B}{2} = \dfrac{5-3}{2}=1.
Então 1 par livre. Domínios =3+1=4 \Rightarrow hibridização \mathrm{sp^3}.
  1. Após hibridização \mathrm{sp^3}: quatro orbitais \mathrm{sp^3}, três com um elétron para formar ligações e um com par de elétrons não-ligante.
\text{Depois (sp}^3\text{): } [\mathrm{sp}_1:\uparrow\downarrow]\;[\mathrm{sp}_2:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_3:\uparrow]\;[\mathrm{sp}_4:\uparrow]
(Aqui \mathrm{sp}_1 contém o par livre, as outras três contêm um elétron cada para emparelhar com os 1s do H.)
  1. Geometria eletrônica tetraédrica, geometria molecular piramidal trigonal, com ângulo N–H ≈ 107^\circ.
  2. Conclusão para \mathrm{NH_3}: hibridização \mathrm{sp^3}, 3 ligações sigma, 1 par livre, domínios 4.

Passo 10

\mathrm{SF_6}
  1. Enxofre ( \mathrm{S}, Z=16) valência 3s^2 3p^4. Antes (representação simplificada):
\text{Antes (S): } [\,3s:\uparrow\downarrow\,]\;[\,3p_x:\uparrow\downarrow\,]\;[\,3p_y:\uparrow\,]\;[\,3p_z:\uparrow\,]\;[\,3d:\;]
  1. Em \mathrm{SF_6} o enxofre faz B=6 ligações. Usando a fórmula:
\text{pares livres} = \dfrac{V-B}{2} = \dfrac{6-6}{2}=0.
Domínios =6 \Rightarrow hibridização \mathrm{sp^3d^2} (usa orbitais 3s,3p,3d para formar seis híbridos equivalentes); geometria octaédrica.
  1. Promoção/hibridização qualitativa: dois elétrons são promovidos para orbitais 3d (modelo didático) para obter seis elétrons desemparelhados que hibridizam em seis \mathrm{sp^3d^2}. Diagrama depois:
\text{Depois (sp}^3d^2\text{): } [\mathrm{spd}_1:\uparrow]\;[\mathrm{spd}_2:\uparrow]\;[\mathrm{spd}_3:\uparrow]\;[\mathrm{spd}_4:\uparrow]\;[\mathrm{spd}_5:\uparrow]\;[\mathrm{spd}_6:\uparrow]
  1. Conclusão para \mathrm{SF_6}: hibridização \mathrm{sp^3d^2}, 6 ligações sigma, 0 pares livres, domínios 6 (octaédrica).

Passo 11

Resumo rápido dos critérios usados (para você decorar para prova):
  • calcule V (elétrons de valência do átomo central) e estime B (número de ligações simples formadas pelo central);
  • use \dfrac{V-B}{2} para obter pares livres (útil e rápido quando o central contribui com um elétron por ligação);
  • domínios = B + pares livres → mapeie para hibridização: 2\to\mathrm{sp}, 3\to\mathrm{sp^2}, 4\to\mathrm{sp^3}, 5\to\mathrm{sp^3d}, 6\to\mathrm{sp^3d^2};
  • desenhe os diagramas de caixas mostrando orbitais híbridos ocupados para visualizar onde estão pares livres e elétrons de ligação.

Resposta

\mathrm{BeCl}_2: hibridização \mathrm{sp}, ligações 2, pares livres 0 (nuvens 2).
\mathrm{BF}_3: hibridização \mathrm{sp^2}, ligações 3, pares livres 0 (nuvens 3).
\mathrm{CH}_4: hibridização \mathrm{sp^3}, ligações 4, pares livres 0 (nuvens 4).
\mathrm{PCl}_5: hibridização \mathrm{sp^3d}, ligações 5, pares livres 0 (nuvens 5).
\mathrm{H_2O}: hibridização \mathrm{sp^3}, ligações 2, pares livres 2 (nuvens 4).
\mathrm{NH_3}: hibridização \mathrm{sp^3}, ligações 3, pares livres 1 (nuvens 4).
\mathrm{SF_6}: hibridização \mathrm{sp^3d^2}, ligações 6, pares livres 0 (nuvens 6).

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