Qual é a hibridização de orbitais atômicos presente na molécula CO (monóxido de carbono)? Procure na literatura como esse tipo de hibridização permite uma interação mais forte dessa molécula com a hemoglobina, tornando o CO um composto tóxico aos seres vivos.

Passo 1

O enunciado pede para identificar a hibridização dos orbitais atômicos na molécula de monóxido de carbono e explicar como essa hibridização confere alta afinidade do CO pela hemoglobina, causando toxicidade. Vamos usar conceitos de teorias de orbitais híbridos, química de coordenação (doação σ e retro‐doação π) e a interação ligante–metal com o centro ferroso da hemoglobina.

Passo 2

Para determinar a hibridização de cada átomo em \mathrm{CO}, contamos as regiões de densidade eletrônica ao redor de cada núcleo. No carbono há uma ligação triple (uma σ e duas π) com oxigênio e um par isolado. Isso dá duas regiões de densidade, logo o carbono usa orbitais híbridos do tipo \mathrm{sp}. O mesmo raciocínio vale para o oxigênio: três pares de elétrons não ligantes e uma ligação σ com o carbono totalizam quatro regiões, mas duas delas formam π puros, restando duas regiões tratadas como \mathrm{sp}.
Cada átomo em \mathrm{CO} tem, portanto, dois orbitais \mathrm{sp}. No carbono, um orbital \mathrm{sp} forma a ligação σ C–O e o outro contém o par isolado de elétrons (é o HOMO do \mathrm{CO}). As duas ligações π resultam do acoplamento lateral de orbitais p puros de C e O. Esse orbital σ gerado pela hibridização \mathrm{sp} em C é direcionado ao longo do eixo do enlace e possui densidade eletrônica elevada no entorno do carbono.

Passo 3

Na hemoglobina, o ferro está no estado ferroso \mathrm{Fe}^{2+} e se comporta como centro metálico que aceita elétrons σ-doados e pode devolver elétrons em orbitais π∗ do ligante (retro‐doação π). O par isolado em orbital \mathrm{sp} de C doa fortemente carga para \mathrm{Fe}^{2+} (doação σ) e, ao mesmo tempo, orbitais d vazios do ferro retro‐doam para orbitais \pi^{*} do \mathrm{CO}. Esse duplo mecanismo (σ–doação intensa + retro‐doação π) fortalece muito a ligação Fe–CO.
Por essa forte interação ligante–metal, a constante de afinidade de \mathrm{CO} pela hemoglobina é cerca de 200 vezes maior do que a do oxigênio. Assim, mesmo pequenas concentrações de \mathrm{CO} deslocam o \mathrm{O}_{2} do ferro, impedindo o transporte de oxigênio e causando envenenamento.

Resposta

A hibridização dos átomos de carbono e oxigênio em \mathrm{CO} é \mathrm{sp}, o que posiciona um par isolado de elétrons em orbital \mathrm{sp} de C, permitindo forte doação σ e retro‐doação π com o centro \mathrm{Fe}^{2+} da hemoglobina – essa combinação é a principal causa da toxicidade do monóxido de carbono.

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