Preveja a hibridização, a geometria e os ângulos de ligação para os átomos centrais em:
but-2-eno, \mathrm{CH}_{3} \mathrm{CH}={ }^{\mathrm{C}} \mathrm{HCH}_{3}

Passo 1

O enunciado pede: prever a hibridização, a geometria e os ângulos de ligação para os átomos centrais da molécula but-2-eno, cuja fórmula é \mathrm{CH}_{3}\mathrm{CH}=\mathrm{CHCH}_{3}.
Informações dadas/assumidas (tiradas do próprio enunciado):
  • A cadeia é \mathrm{CH}_{3}-\mathrm{CH}=\mathrm{CH}-\mathrm{CH}_{3}.
  • Os “átomos centrais” aqui são os dois carbonos do duplo vínculo (vou chamar eles de C_{2} e C_{3}).
  • Não há cargas formais nem heteroátomos no enunciado — é um alceno simples.

Passo 2

Desenho estrutural (em palavras) e contagem de ligações em C_{2} e C_{3}.
A conectividade é:
\mathrm{CH}_{3}-\mathrm{C}_{2}\!=\!\mathrm{C}_{3}-\mathrm{CH}_{3}.
Agora vamos ver quantas ligações σ e pares livres cada um desses carbonos tem:
  • Cada um dos carbonos centrais ( C_{2} e C_{3}) está ligado a um átomo de hidrogênio ( \mathrm{H}) — isso é uma ligação simples (uma ligação σ).
  • Cada um está ligado a um grupo metila ( \mathrm{CH}_{3}) pelo vínculo simples (ou seja, outra ligação σ).
  • Entre C_{2} e C_{3} existe uma dupla ligação: ela consiste em uma ligação σ e uma ligação π. Para hibridização contamos apenas a ligação σ (a π vem de orbitais p não hibridizados).
    Portanto, cada carbono central tem 3 domínios eletrônicos ligados por σ e não tem pares livres.

Passo 3

Conceito de hibridização explicado de forma simples e prática (o que usar na prova).
  • Regra prática rápida (muito usada em provas): calcule o número de domínios eletrônicos ao redor do átomo central = número de ligações σ que ele faz + número de pares de elétrons não ligantes. Esse número é chamado de número estérico.
  • Associação número estérico \leftrightarrow hibridização básica:
    • número estérico =4 ⇒ hibridização \mathrm{sp}^{3} (geometria tetraédrica).
    • número estérico =3 ⇒ hibridização \mathrm{sp}^{2} (geometria trigonal plana).
    • número estérico =2 ⇒ hibridização \mathrm{sp} (geometria linear).
      Uso isso porque hibridização descreve como orbitais atômicos se combinam para formar orbitais híbridos que acomodam regiões de densidade eletrônica (ligações σ e pares).

Passo 4

Aplicando a regra aos carbonos centrais:
  • Para C_{2}: número estérico =3 (ligações σ: com \mathrm{H}, com \mathrm{CH}_{3}, com C_{3} — a σ da dupla). Logo hibridização \mathrm{sp}^{2}.
  • Para C_{3}: mesmo raciocínio, número estérico =3 ⇒ hibridização \mathrm{sp}^{2}.

Passo 5

Geometria associada à hibridização \mathrm{sp}^{2} e ângulos de ligação.
  • Um átomo com hibridização \mathrm{sp}^{2} forma três orbitais híbridos \mathrm{sp}^{2} dispostos no mesmo plano, apontando para os vértices de um triângulo equilátero ao redor do átomo — isto é, geometria trigonal plana.
  • Os três orbitais híbridos formam três ligações σ (no nosso caso: \mathrm{C}-\mathrm{H}, \mathrm{C}-\mathrm{C}(\text{metila}) e a σ da \mathrm{C}=\mathrm{C}). O quarto orbital atômico p permanece puro (não hibridizado) e sobrepõe lateralmente com o p do carbono vizinho para formar a ligação π do duplo.
  • Portanto, a geometria ao redor de C_{2} e C_{3} é trigonal plana e os ângulos de ligação ideais entre essas três ligações são aproximadamente \;120^\circ.

Passo 6

Observações extras úteis para prova (motivação e pequenos desvios reais).
  • A presença da ligação π e dos grupos substituintes impede rotação livre em torno da \mathrm{C}=\mathrm{C}, por isso existem isômeros cis/trans em alcenos — consequência direta da hibridização e do p não hibridizado formando a π.
  • Em moléculas reais os ângulos podem sofrer pequenas variações (por exemplo por efeitos estéricos), mas para C_{2} e C_{3} de but-2-eno o valor prático usado em provas é \sim 120^\circ.
  • Para completar o raciocínio rápido: os carbonos terminais \mathrm{CH}_{3} são, por padrão, \mathrm{sp}^{3} (tetraédricos) com ângulos aproximados de \;109{,}5^\circ — útil caso a questão peça todos os átomos.

Passo 7

Como você faz isso rápido na prova (resumo prático):
  1. Desenhe a estrutura de ligação.
  2. Para cada átomo de interesse conte as ligações σ + pares não ligantes → número estérico.
  3. Use a tabela número estérico ⇒ hibridização ⇒ geometria ⇒ ângulo aproximado.
    Respira fundo, pratica esse procedimento umas 3 vezes em diferentes moléculas e fica bem na prova — você consegue!

Resposta

C_{2} e C_{3}: hibridização \mathrm{sp}^{2}; geometria trigonal plana; ângulos de ligação aproximadamente 120^\circ.

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