Represente as estruturas de Lewis para os compostos abaixo. Utilize o conceito de hibridização dos orbitais para justificar a formação das ligações químicas. Faça um esboço dos orbitais para representar as ligações sigma ( \sigma ) e pi ( \pi ) nos compostos. \mathrm{H}_{2} \mathrm{CO}, \mathrm{HCN}, \mathrm{H}_{2} \mathrm{CCH}_{2}.

Passo 1

O enunciado pede para desenharmos as estruturas de Lewis de \mathrm{H}_{2}\mathrm{CO}, \mathrm{HCN} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{CCH}_{2}, justificar cada ligação usando hibridização de orbitais e esboçar como se formam as ligações sigma ( \sigma) e pi ( \pi). Para isso precisamos:
1. Contar elétrons de valência e montar a estrutura de Lewis.
2. Determinar a hibridização de cada átomo central.
3. Identificar quais orbitais hibridizados fazem ligações \sigma e quais orbitais puros fazem ligações \pi.
4. Esboçar a disposição geométrica dos orbitais.

Passo 2

Formaldeído, \mathrm{H}_{2}\mathrm{CO}
– Elétrons de valência: 2\times1 (H) + 4 (C) + 6 (O) =12.
– Lewis: coloca C no centro ligado a dois H e a O, completando octeto em C e O.
\mathrm{H}-\mathrm{C}=\mathrm{O}
O oxigênio fica com dois pares não ligantes.
– Hibridização:
\bullet Carbono: \mathrm{sp}^{2} (três orbitais \mathrm{sp}^{2} no plano, 120\circ entre si, e um orbital p perpendicular).
\bullet Oxigênio: \mathrm{sp}^{2} (dois orbitais \mathrm{sp}^{2} ocupados por pares não ligantes, um para ligação \sigma, mais um orbital p para a \pi).
– Ligações:
\bullet Três ligações \sigma:
– duas \mathrm{C}(\mathrm{sp}^{2}) \mathrm{H}(1s)
– uma \mathrm{C}(\mathrm{sp}^{2}) \mathrm{O}(\mathrm{sp}^{2}) \bullet Uma ligação \pi: sobreposição lateral do orbital p do C com o p do O.
– Esboço dos orbitais:
\bullet No carbono, os três lobos \mathrm{sp}^{2} formam um triângulo plano ligando-se a H, H e O; o orbital p fica perpendicular ao plano e sobrepõe-se ao p do oxigênio, formando a \pi.
\bullet No oxigênio, dois lobos \mathrm{sp}^{2} carregam pares isolados, o terceiro faz \sigma com o C \mathrm{sp}^{2}, e o p livre faz a \pi.

Passo 3

Cianeto de hidrogênio, \mathrm{HCN}
– Elétrons de valência: 1 (H) + 4 (C) + 5 (N) =10.
– Lewis: H ligado a C, C ligado triplo a N, completando octetos.
\mathrm{H}-\mathrm{C}\equiv\mathrm{N}
O nitrogênio carrega um par não ligante.
– Hibridização:
\bullet Carbono: \mathrm{sp} (dois lobos \mathrm{sp} lineares, 180\circ, e dois orbitais p perpendiculares).
\bullet Nitrogênio: \mathrm{sp} (um lobo \mathrm{sp} faz \sigma com C, o outro carrega o par isolado; dois orbitais p para as duplas \pi).
– Ligações:
\bullet Duas ligações \sigma:
\mathrm{C}(\mathrm{sp}) \mathrm{H}(1s)
\mathrm{C}(\mathrm{sp}) \mathrm{N}(\mathrm{sp}) \bullet Duas ligações \pi: sobreposição dos dois pares de orbitais p do C com dois pares p do N.
– Esboço dos orbitais:
\bullet Eixo C–N–H retilíneo.
\bullet Dois conjuntos de lobos p no C e no N (um conjunto no plano, outro perpendicular) formam as duas \pi.

Passo 4

Eteno, \mathrm{H}_{2}\mathrm{CCH}_{2}
– Elétrons de valência: 2\times(2\times1+4) =16.
– Lewis: cada C liga dois H e o outro C, formando dupla entre os C.
\mathrm{H}_{2}\mathrm{C}=\mathrm{CH}_{2}
Cada C completa seu octeto com dois H, uma \sigma C–C e uma \pi C–C.
– Hibridização:
\bullet Cada carbono: \mathrm{sp}^{2} (três orbitais no plano, 120\circ; um orbital p perpendicular).
– Ligações:
\bullet Cada C faz três ligações \sigma: duas \mathrm{C}(\mathrm{sp}^{2}) \mathrm{H}(1s) e uma \mathrm{C}(\mathrm{sp}^{2}) \mathrm{C}(\mathrm{sp}^{2}).
\bullet Uma ligação \pi: sobreposição lateral dos orbitais p perpendiculares de ambos os carbonos.
– Esboço dos orbitais:
\bullet Em cada C, os três lobos \mathrm{sp}^{2} formam um triângulo plano ligando-se a H, H e C; o orbital p perpendicular faz a \pi C–C.

Resposta

\mathrm{H}_{2}\mathrm{CO}: \mathrm{H}-\mathrm{C}=\mathrm{O} (O com dois pares não ligantes)
\mathrm{HCN}: \mathrm{H}-\mathrm{C}\equiv\mathrm{N} (N com um par não ligante)
\mathrm{H}_{2}\mathrm{CCH}_{2}: \mathrm{H}_{2}\mathrm{C}=\mathrm{CH}_{2}

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