Questão 12. Compare as hibridizações
e sp quanto ao número de orbitais híbridos formados, geometria resultante, ângulos de ligação e número de orbitais p não-hibridizados disponíveis para ligações π. Dê exemplos de moléculas para cada caso.
Passo 1
O enunciado pede que eu compare as hibridizações
e
em relação a:
- número de orbitais híbridos formados;
- geometria resultante;
- ângulos de ligação;
- número de orbitais
não-hibridizados disponíveis para formar ligações ; - dar exemplos de moléculas para cada caso.
Informações dadas (implícitas no enunciado):
- Devemos explicar claramente cada item e dar exemplos concretos (moléculas) que mostrem como a hibridização aparece na prática.
- Vou mostrar também um método prático para descobrir a hibridização na hora da prova (contagem do número de regiões de densidade eletrônica / número de ligações sigma + pares eletrônicos isolados).
Passo 2
O que é hibridização e como contar na prova (receita prática):
- Hibridização é uma maneira de combinar orbitais atômicos (s e p, às vezes d) para formar novos orbitais híbridos de mesma energia e forma apropriada à geometria da molécula.
- Regra prática (muito usada em provas): determinar o número de regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central — isto é, contar o número de ligações sigma (cada ligação simples conta 1; em ligações múltiplas a parte sigma conta 1) mais os pares isolados de elétrons. Esse número é chamado de número estérico.
- Relação usual:
- número estérico
→ hibridização ; - número estérico
→ hibridização ; - número estérico
→ hibridização .
- número estérico
- Conceito útil sobre ligações: sigma (
) é formada por sobreposição frontal (normalmente envolve orbitais híbridos), pi ( ) é formada por sobreposição lateral de orbitais não-hibridizados. Portanto, número de orbitais não-hibridizados diz quantas ligações esse átomo pode formar com outra mesma orientação.
Passo 3
Detalhes da hibridização
:
- Formação dos orbitais:
-
significa mistura de um orbital com dois orbitais . - Da mistura resulta em
orbitais híbridos equivalentes: . - Restam
orbital não-hibridizado (porque no total o átomo tinha orbitais e usou deles na hibridização).
-
- Geometria resultante:
- Os
orbitais ocupam vértices de um triângulo plano: geometria trigonal planar.
- Os
- Ângulos de ligação:
- Ângulo ideal
entre os orbitais híbridos (entre as ligações sigma formadas por ). - Na prática, ângulos podem se desviar um pouco por causa de pares isolados ou efeitos de substituintes, mas
é o ideal.
- Ângulo ideal
- Orbitais
não-hibridizados e ligações : - Há
orbital não-hibridizado, orientado perpendicularmente ao plano dos . - Esse
pode fazer sobreposição lateral com outro de átomo vizinho, formando ligação . Assim, um carbono pode participar de uma ligação dupla ( ).
- Há
- Exemplo concreto (mostrar como identificar na prova):
- Etileno (
): cada carbono faz três ligações sigma (duas e uma sigma) → número estérico → . - Na
: a vem do overlap - e a vem do overlap lateral dos não-hibridizados (um para cada carbono). - Outros exemplos: benzeno (
, cada C ), formaldeído ( , C ), (B com vazio).
- Etileno (
Passo 4
Detalhes da hibridização
:
- Formação dos orbitais:
-
significa mistura de um orbital com um orbital . - Da mistura resulta em
orbitais híbridos equivalentes: . - Restam
orbitais não-hibridizados (porque dos orbitais originais, apenas foi usado na hibridização).
-
- Geometria resultante:
- Os
orbitais ficam em linha oposta: geometria linear.
- Os
- Ângulos de ligação:
- Ângulo ideal
entre as duas direções dos orbitais .
- Ângulo ideal
- Orbitais
não-hibridizados e ligações : - Há
orbitais não-hibridizados, orientados perpendicularmente entre si e também perpendiculares ao eixo formado pelos orbitais . - Esses dois
permitem formar até ligações com outro átomo (uma com cada par de - perpendiculares). Assim, um carbono pode participar de uma ligação tripla ( ) ou de duas ligações duplas em geometria linear (caso particular).
- Há
- Exemplo concreto (mostrar como identificar na prova):
- Acetileno (
): cada carbono forma duas ligações sigma (uma e uma ) → número estérico → . - Na
: a é do overlap - e as duas são dos overlaps laterais dos pares de não-hibridizados (uma por conjunto de p). - Outros exemplos: dióxido de carbono (
, C central ), (Be central em estado básico, linear).
- Acetileno (
Passo 5
Comparação direta (resumo para decorar e usar na prova):
- Número de orbitais híbridos:
-
: orbitais híbridos. -
: orbitais híbridos.
-
- Geometria:
-
: trigonal planar. -
: linear.
-
- Ângulo de ligação ideal:
-
: . -
: .
-
- Orbitais
não-hibridizados disponíveis para : -
: orbital não-hibridizado → permite até ligação por átomo (ligações duplas). -
: orbitais não-hibridizados → permite até ligações por átomo (ligações triplas).
-
- Exemplos fáceis de lembrar:
-
: eteno ( ), benzeno ( ), . -
: etino/acetileno ( ), , .
-
Passo 6
Dicas práticas para a prova (resumindo como identificar rapidamente):
- Conte as regiões de densidade eletrônica (ligações sigma + pares isolados) ao redor do átomo central:
-
, , .
-
- Lembre: cada ligação múltipla conta como uma região para a parte sigma (ex.: uma ligação dupla conta como
região, não ). - Para saber quantas
podem aparecer: calcule quantos orbitais sobraram ( p iniciais menos número de p usados na hibridização). - Um truque mnemônico: quanto mais “linear” (menos regiões) → mais orbitais
sobrando → mais possíveis.