Questão 12. Compare as hibridizações \mathrm{sp}^{2} 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 \mathrm{sp}^{2} e \mathrm{sp} em relação a:
  • número de orbitais híbridos formados;
  • geometria resultante;
  • ângulos de ligação;
  • número de orbitais p não-hibridizados disponíveis para formar ligações \pi;
  • 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 =2 → hibridização \mathrm{sp};
    • número estérico =3 → hibridização \mathrm{sp}^{2};
    • número estérico =4 → hibridização \mathrm{sp}^{3}.
  • Conceito útil sobre ligações: sigma ( \sigma) é formada por sobreposição frontal (normalmente envolve orbitais híbridos), pi ( \pi) é formada por sobreposição lateral de orbitais p não-hibridizados. Portanto, número de orbitais p não-hibridizados diz quantas ligações \pi esse átomo pode formar com outra mesma orientação.

Passo 3

Detalhes da hibridização \mathrm{sp}^{2}:
  • Formação dos orbitais:
    • \mathrm{sp}^{2} significa mistura de um orbital s com dois orbitais p.
    • Da mistura resulta em 3 orbitais híbridos equivalentes: \mathrm{sp}^{2}.
    • Restam 1 orbital p não-hibridizado (porque no total o átomo tinha 3 orbitais p e usou 2 deles na hibridização).
  • Geometria resultante:
    • Os 3 orbitais \mathrm{sp}^{2} ocupam vértices de um triângulo plano: geometria trigonal planar.
  • Ângulos de ligação:
    • Ângulo ideal \;120^\circ entre os orbitais híbridos (entre as ligações sigma formadas por \mathrm{sp}^{2}).
    • Na prática, ângulos podem se desviar um pouco por causa de pares isolados ou efeitos de substituintes, mas 120^\circ é o ideal.
  • Orbitais p não-hibridizados e ligações \pi:
    • 1 orbital p não-hibridizado, orientado perpendicularmente ao plano dos \mathrm{sp}^{2}.
    • Esse p pode fazer 1 sobreposição lateral com outro p de átomo vizinho, formando 1 ligação \pi. Assim, um carbono \mathrm{sp}^{2} pode participar de uma ligação dupla ( \sigma+\pi).
  • Exemplo concreto (mostrar como identificar na prova):
    • Etileno ( \mathrm{C_2H_4}): cada carbono faz três ligações sigma (duas \mathrm{C-H} e uma \mathrm{C-C} sigma) → número estérico =3 \mathrm{sp}^{2}.
    • Na \mathrm{C=C}: a \sigma vem do overlap \mathrm{sp}^{2}- \mathrm{sp}^{2} e a \pi vem do overlap lateral dos p não-hibridizados (um para cada carbono).
    • Outros exemplos: benzeno ( \mathrm{C_6H_6}, cada C \mathrm{sp}^{2}), formaldeído ( \mathrm{H_2C=O}, C \mathrm{sp}^{2}), \mathrm{BF_3} (B \mathrm{sp}^{2} com p vazio).

Passo 4

Detalhes da hibridização \mathrm{sp}:
  • Formação dos orbitais:
    • \mathrm{sp} significa mistura de um orbital s com um orbital p.
    • Da mistura resulta em 2 orbitais híbridos equivalentes: \mathrm{sp}.
    • Restam 2 orbitais p não-hibridizados (porque dos 3 orbitais p originais, apenas 1 foi usado na hibridização).
  • Geometria resultante:
    • Os 2 orbitais \mathrm{sp} ficam em linha oposta: geometria linear.
  • Ângulos de ligação:
    • Ângulo ideal \;180^\circ entre as duas direções dos orbitais \mathrm{sp}.
  • Orbitais p não-hibridizados e ligações \pi:
    • 2 orbitais p não-hibridizados, orientados perpendicularmente entre si e também perpendiculares ao eixo formado pelos orbitais \mathrm{sp}.
    • Esses dois p permitem formar até 2 ligações \pi com outro átomo (uma com cada par de p- p perpendiculares). Assim, um carbono \mathrm{sp} pode participar de uma ligação tripla ( \sigma+2\pi) ou de duas ligações duplas em geometria linear (caso particular).
  • Exemplo concreto (mostrar como identificar na prova):
    • Acetileno ( \mathrm{C_2H_2}): cada carbono forma duas ligações sigma (uma \mathrm{C-H} e uma \sigma \mathrm{C-C}) → número estérico =2 \mathrm{sp}.
    • Na \mathrm{C \equiv C}: a \sigma é do overlap \mathrm{sp}- \mathrm{sp} e as duas \pi são dos overlaps laterais dos 2 pares de p não-hibridizados (uma \pi por conjunto de p).
    • Outros exemplos: dióxido de carbono ( \mathrm{CO_2}, C central \mathrm{sp}), \mathrm{BeH_2} (Be central \mathrm{sp} em estado básico, linear).

Passo 5

Comparação direta (resumo para decorar e usar na prova):
  • Número de orbitais híbridos:
    • \mathrm{sp}^{2}: 3 orbitais híbridos.
    • \mathrm{sp}: 2 orbitais híbridos.
  • Geometria:
    • \mathrm{sp}^{2}: trigonal planar.
    • \mathrm{sp}: linear.
  • Ângulo de ligação ideal:
    • \mathrm{sp}^{2}: \;120^\circ.
    • \mathrm{sp}: \;180^\circ.
  • Orbitais p não-hibridizados disponíveis para \pi:
    • \mathrm{sp}^{2}: 1 orbital p não-hibridizado → permite até 1 ligação \pi por átomo (ligações duplas).
    • \mathrm{sp}: 2 orbitais p não-hibridizados → permite até 2 ligações \pi por átomo (ligações triplas).
  • Exemplos fáceis de lembrar:
    • \mathrm{sp}^{2}: eteno ( \mathrm{C_2H_4}), benzeno ( \mathrm{C_6H_6}), \mathrm{BF_3}.
    • \mathrm{sp}: etino/acetileno ( \mathrm{C_2H_2}), \mathrm{CO_2}, \mathrm{BeH_2}.

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:
    • 2 \to \mathrm{sp}, 3 \to \mathrm{sp}^{2}, 4 \to \mathrm{sp}^{3}.
  • Lembre: cada ligação múltipla conta como uma região para a parte sigma (ex.: uma ligação dupla conta como 1 região, não 2).
  • Para saber quantas \pi podem aparecer: calcule quantos orbitais p sobraram ( 3 p iniciais menos número de p usados na hibridização).
  • Um truque mnemônico: quanto mais “linear” (menos regiões) → mais orbitais p sobrando → mais \pi possíveis.

Resposta

\mathrm{sp}^{2}: 3 orbitais híbridos formados; geometria trigonal planar; ângulos ideais 120^\circ; 1 orbital p não-hibridizado (permite 1 ligação \pi); exemplos: \mathrm{C_2H_4} (eteno), \mathrm{C_6H_6} (benzeno), \mathrm{BF_3}.\n
\mathrm{sp}: 2 orbitais híbridos formados; geometria linear; ângulos ideais 180^\circ; 2 orbitais p não-hibridizados (permite até 2 ligações \pi); exemplos: \mathrm{C_2H_2} (acetileno), \mathrm{CO_2}, \mathrm{BeH_2}.

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