Para a molécula do propeno, descreva:
a. A estrutura de Lewis
b. A hibridização de cada carbono
c. O número de orbitais p que não participam da hibridização

Passo 1

O enunciado pede três coisas sobre a molécula do propeno:
a. A estrutura de Lewis.
b. A hibridização de cada carbono.
c. O número de orbitais p que não participam da hibridização.
Informações relevantes (inferidas a partir do nome “propeno”):
  • Fórmula molecular: \mathrm{C_3H_6}.
  • Estrutura esquelética conhecida: é o alceno com três carbonos, geralmente escrita como \mathrm{H_2C=CH-CH_3}.
  • Não há elétrons não emparelhados ou cargas formais esperadas na forma estável; todos os átomos devem satisfazer a regra do octeto (para carbonos) usando ligações covalentes.

Passo 2

Vamos construir a estrutura de Lewis passo a passo — primeiro contando elétrons de valência.
Cada carbono tem 4 elétrons de valência e há 3 carbonos, então contribuição dos carbonos:
3 \times 4 = 12\\ \text{elétrons.}é
Cada hidrogênio tem 1 elétron de valência e há 6 hidrogênios, então contribuição dos hidrogênios:
6 \times 1 = 6\\ \text{elétrons.}é
Total de elétrons de valência disponíveis:
12 + 6 = 18\\ \text{elétrons.}é
Cada ligação simples usa 2 elétrons.

Passo 3

Montagem do esqueleto e alocação inicial de elétrons:
  • Esqueleto provável (conforme o nome propeno): \mathrm{H_2C - CH - CH_3} com uma ligação dupla entre os dois primeiros carbonos, isto é, \mathrm{H_2C=CH-CH_3}. Vou agora justificar por que precisamos de uma dupla ligação.
Se tentássemos só ligações simples entre carbonos (cadeia linear) e ligar cada hidrogênio, contaríamos ligações:
  • Ligações C–C: 2 (entre C_1\!-\!C_2 e C_2\!-\!C_3), cada uma usa 2 elétrons → 4 elétrons.
  • Ligações C–H: 6 ligações, cada uma usa 2 elétrons → 12 elétrons.
    Total usado em ligações simples: 4 + 12 = 16 elétrons, sobrariam 18-16=2 elétrons que teriam de formar um par isolado em algum átomo. Mas carbonos normalmente não têm pares isolados na forma neutra estável; para satisfazer o octeto dos carbonos centrais precisamos de mais ligações (ou seja, o arranjo com uma ligação dupla entre C_1 e C_2 é o que dá octetos corretos sem pares isolados).
Portanto a estrutura correta inclui uma ligação dupla entre C_1 e C_2: \mathrm{H_2C=CH-CH_3}. Contando elétrons nessa estrutura:
  • Ligações sigma e pi:
    • Uma ligação dupla C_1=C_2 é composta por uma ligação sigma + uma pi → usa 2 elétrons para sigma e 2 para pi = 4 elétrons totais na dupla.
    • A outra ligação C–C simples entre C_2 e C_3 usa 2 elétrons.
    • As seis ligações C–H usam 6 \times 2 = 12 elétrons.
      Total: 4 + 2 + 12 = 18 elétrons, que é exatamente o total disponível — ótima! Não restam pares isolados em carbonos e não há cargas formais.

Passo 4

Escrevendo de forma explícita a estrutura de Lewis (representação condensada e indicando ligações):
A forma condensada é
\mathrm{H_2C=CH-CH_3}.
Em forma com cada ligação indicada:
H\!-\!C_1(=\!C_2\!-\!C_3\!-\!H_3)\\ \text{onde}\\ C_1\\ \text{tem dois H},\\ C_2\\ \text{tem um H},\\ C_3\\ \text{tem três H}.ê
Não há pares isolados nem cargas formais; todos os carbonos alcançam o octeto por meio de ligações (o C_1 e C_2 alcançam o octeto porque a dupla conta como quatro elétrons entre eles).
Obs.: como representação de Lewis com pontos e traços, cada ligação é um par de elétrons entre átomos; não há pares não ligados (lone pairs) em átomos de C ou H nesta molécula.

Passo 5

Agora vamos entender hibridização — explico o conceito de um jeito tranquilo:
  • Hibridização é um modelo que mistura orbitais atômicos s e p (e às vezes d) para formar novos orbitais híbridos com geometria adequada às ligações observadas.
  • Regra prática para prever hibridização de um átomo de carbono: conte as “regiões de densidade eletrônica” ao redor do carbono (uma ligação simples conta como uma região; uma ligação dupla conta como uma região; um par isolado conta como uma região).
    • 4 regiões → hibridização \mathrm{sp^3} (geometria tetraédrica).
    • 3 regiões → hibridização \mathrm{sp^2} (geometria trigonal planar).
    • 2 regiões → hibridização \mathrm{sp} (geometria linear).
Outra consequência importante:
  • Um carbono \mathrm{sp^2} usa três orbitais híbridos \mathrm{sp^2} e deixa um orbital p puro não hibridizado. Esse orbital p pode formar a ligação \pi (pi) que acompanha uma ligação dupla.
  • Um carbono \mathrm{sp^3} usa todos os três orbitais p na hibridização (mais o s), então não sobra orbital p não hibridizado.

Passo 6

Aplicando a regra prática para cada carbono da propeno ( \mathrm{H_2C=CH-CH_3}) — vamos rotular os carbonos da esquerda para a direita como C_1, C_2, C_3.
  • Para C_1 (o carbono terminal da dupla, \mathrm{H_2C=}):
    • Ligações: ligado a dois hidrogênios ( 2 ligações simples) e ao C_2 por uma ligação dupla. Em contagem de regiões de densidade: a ligação dupla C_1=C_2 conta como uma região, então C_1 tem no total 3 regiões (\text{H},\\ \text{H},\\ C_2).
    • Com 3 regiões, a hibridização é \mathrm{sp^2}.
    • Portanto C_1 deixa 1 orbital p não hibridizado (esse orbital participa do \pi-sistema da dupla).
  • Para C_2 (o carbono central da dupla, \mathrm{=CH-}):
    • Ligações: ligado a C_1 (dupla), a C_3 (simples) e a um hidrogênio (simples). Contagem de regiões: a dupla conta como uma região, então são 3 regiões (C_1,\\ C_3,\\ H).
    • Com 3 regiões, a hibridização é \mathrm{sp^2}.
    • Portanto C_2 também tem 1 orbital p não hibridizado (participa do \pi com o p de C_1).
  • Para C_3 (o carbono do grupo metila, \mathrm{-CH_3}):
    • Ligações: ligado a três hidrogênios e a C_2 (todas simples). Contagem de regiões: 4 regiões (H,H,H,C_2).
    • Com 4 regiões, hibridização é \mathrm{sp^3}.
    • Portanto C_3 não tem orbital p não hibridizado (todos os orbitais p foram usados na formação dos híbridos \mathrm{sp^3}).

Passo 7

Contagem total de orbitais p não hibridizados:
  • C_1: 1 orbital p não hibridizado.
  • C_2: 1 orbital p não hibridizado.
  • C_3: 0 orbital p não hibridizado.
    Total: 1 + 1 + 0 = 2 orbitais p não hibridizados. Esses dois orbitais p (um em C_1 e outro em C_2) se sobrepõem lateralmente formando a ligação \pi da dupla C_1=C_2.

Resposta

a. Estrutura de Lewis: \mathrm{H_2C=CH-CH_3}.
b. Hibridização de cada carbono: C_1:\\ \mathrm{sp^2}; C_2:\\ \mathrm{sp^2}; C_3:\\ \mathrm{sp^3}.
c. Número de orbitais p não participando da hibridização: 2.

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