1. (Teoria da Ligação de Valência) Mostre o tipo de cada ligação (e hibridização, quando for o caso) na molécula de ácido etanoico (acético), \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{4} \mathrm{O}_{2}.

Passo 1

O enunciado pede: mostrar o tipo de cada ligação e a hibridização, quando for o caso, na molécula de ácido etanoico (acético), \mathrm{C}_{2}\mathrm{H}_{4}\mathrm{O}_{2}.\n
Informações relevantes fornecidas ou que usaremos sem perguntar nada: a fórmula molecular é \mathrm{C}_{2}\mathrm{H}_{4}\mathrm{O}_{2}. A estrutura usual (a que vamos usar) do ácido acético é a conhecida estrutura de ácido carboxílico: um grupo metila ligado a um grupo carboxila — escrita truncada como \mathrm{CH_3-COOH}. Portanto, os átomos que precisamos analisar são: o carbono da metila (vou chamar de \mathrm{C_{(Me)}}), o carbono da carboxila ( \mathrm{C_{(CO)}}), o oxigênio carbonílico ( \mathrm{O_{=}}), o oxigênio da hidroxila ( \mathrm{O_{-H}}) e os quatro hidrogênios. O objetivo é, para cada átomo relevante, determinar sua hibridização (se aplicável) e, para cada ligação, determinar se é sigma, pi, ou composta (por exemplo, uma ligação dupla = sigma + pi).

Passo 2

Vamos primeiro construir a estrutura de ligações (Lewis simplificado) e contar ligações por átomo — isso é necessário para decidir hibridização e tipo de ligação.\n
A estrutura padrão é:
\mathrm{H_3C\!-\!C(=O)\!-\!O\!-\!H}
Que lendo em átomos é: \mathrm{C_{(Me)}-C_{(CO)}}; \mathrm{C_{(CO)}=O_{=}}; \mathrm{C_{(CO)}-O_{-H}}; \mathrm{O_{-H}-H}; e três \mathrm{C_{(Me)}-H}.\n
Para decidir hibridização usamos a regra prática (explicada no próximo passo): contamos as “regiões de densidade eletrônica” ao redor de cada átomo (cada ligação simples, ligação múltipla ou par de elétrons não-ligantes conta como uma região).

Passo 3

Pequena aula sobre hibridização e como contar:
  • Conceito prático: a hibridização de um átomo de carbono (ou oxigênio) pode ser inferida pelo número de regiões de densidade eletrônica (RDE) ao seu redor. Uma RDE é: cada ligação simples conta como 1, cada ligação múltipla (dupla ou tripla) conta como 1 RDE também, e cada par isolado (lone pair) conta como 1 RDE.
  • Mapeamento usual: \text{RDE}=4 \Rightarrow \text{hibridização } sp^3çã
\text{RDE}=3 \Rightarrow \text{hibridização } sp^2çã
\text{RDE}=2 \Rightarrow \text{hibridização } spçã
  • Observação sobre múltiplas ligações: por exemplo, numa ligação dupla C=O, o par sigma é formado por orbitais híbridos e a componente pi é formada por sobreposição lateral de orbitais p não hibridizados; porém toda a dupla conta como 1 RDE para efeito de hibridização.

Passo 4

Determine a hibridização do carbono da metila \mathrm{C_{(Me)}}.\n
Contagem de RDE para \mathrm{C_{(Me)}}:
  • três ligações \mathrm{C_{(Me)}-H} (cada uma conta 1),
  • uma ligação \mathrm{C_{(Me)}-C_{(CO)}} (conta 1).
    Total: 3+1=4 RDE.\n
    Pelo mapeamento: RDE =4 \Rightarrow hibridização \mathrm{sp^3}.\n
    Interpretação prática: o carbono da metila usa quatro orbitais híbridos \mathrm{sp^3} para formar quatro ligações sigma com três hidrogênios e com o carbono vizinho. Geometricamente, formato aproximadamente tetraédrico com ângulos próximos de \(109{,}5^\circ).

Passo 5

Determine a hibridização do carbono da carboxila \mathrm{C_{(CO)}}.\n
Contagem de RDE para \mathrm{C_{(CO)}}:
  • uma ligação simples para \mathrm{C_{(Me)}} (1),
  • uma ligação dupla para \mathrm{O_{=}} (conta como 1 RDE),
  • uma ligação simples para \mathrm{O_{-H}} (1).
    Total: 1+1+1=3 RDE.\n
    Pelo mapeamento: RDE =3 \Rightarrow hibridização \mathrm{sp^2}.\n
    Interpretação prática: \mathrm{C_{(CO)}} é trigonal planar, com ângulos próximos de \(120^\circ). Um dos seus orbitais híbridos \mathrm{sp^2} forma a ligação sigma com \mathrm{O_{=}}; o orbital p não hibridizado do carbono participa na formação da ligação pi da dupla \mathrm{C=O}.

Passo 6

Determine a hibridização dos oxigênios.\n
Oxigênio carbonílico \mathrm{O_{=}}: este oxigênio está ligado ao carbono por uma dupla e tem dois pares isolados (dois lone pairs). Contagem de RDE: a dupla conta como 1 RDE e há mais 2 RDE dos pares isolados, total 1+2=3. Logo hibridização \mathrm{sp^2}.\n
Oxigênio da hidroxila \mathrm{O_{-H}}: está ligado ao carbono por uma simples e ao hidrogênio por uma simples, e tem dois pares isolados. Contagem de RDE: 1 (C–O) + 1 (O–H) + 2 (dois pares isolados) = 4 RDE. Logo hibridização \mathrm{sp^3}.\n
Observação pedagógica: os pares isolados ocupam orbitais híbridos quando o átomo está \mathrm{sp^3} (como em \mathrm{O_{-H}}), enquanto em \mathrm{O_{=}} (sp^2) um dos pares pode ocupar um orbital p ou um híbrido dependendo da descrição, mas a conclusão imediata é a hibridização sp^2 para o oxigênio carbonílico.

Passo 7

Pequena aula sobre tipos de ligação (sigma e pi) e como identificá-los na prática:
  • Toda ligação simples é composta por um único componente sigma ( \sigma). Sigma resulta do recobrimento frontal entre dois orbitais (por exemplo, entre um orbital híbrido e um orbital \,1s do hidrogênio, ou entre dois orbitais híbridos).
  • Ligações múltiplas: uma dupla é formada por uma ligação sigma mais uma ligação pi ( \pi). A ligação pi resulta da sobreposição lateral de orbitais p que não foram hibridizados.
  • Assim, para cada ligação na molécula identificamos se é apenas sigma (ligações simples) ou sigma + pi (ligações duplas).
    Agora apliquemos isso à estrutura.

Passo 8

Classificação explícita de cada ligação na \mathrm{CH_3-COOH} com justificativa curta e orbitais envolvidos:\n
  • Para cada ligação \mathrm{C_{(Me)}-H} (são três): são ligações simples; portanto cada uma é uma ligação \sigma. Orbitais envolvidos: orbital \mathrm{sp^3} do \mathrm{C_{(Me)}} sobrepondo-se com o orbital \mathrm{1s} do \mathrm{H}.\n
  • Ligação \mathrm{C_{(Me)}-C_{(CO)}}: é uma ligação simples; portanto uma ligação \sigma. Orbitais envolvidos: \mathrm{sp^3} do \mathrm{C_{(Me)}} com \mathrm{sp^2} do \mathrm{C_{(CO)}}.\n
  • Ligação \mathrm{C_{(CO)}=O_{=}} (dupla): é composta por uma ligação \sigma e uma \pi. A \sigma vem da sobreposição frontal entre um orbital \mathrm{sp^2} do \mathrm{C_{(CO)}} e um orbital \mathrm{sp^2} do \mathrm{O_{=}}. A \pi vem da sobreposição lateral entre os orbitais p não hibridizados do \mathrm{C_{(CO)}} e do \mathrm{O_{=}}.\n
  • Ligação \mathrm{C_{(CO)}-O_{-H}}: é uma ligação simples; portanto apenas \sigma. Orbitais envolvidos: orbital \mathrm{sp^2} do \mathrm{C_{(CO)}} sobrepondo-se com um orbital \mathrm{sp^3} do \mathrm{O_{-H}}.\n
  • Ligação \mathrm{O_{-H}-H}: ligação simples \sigma, entre orbital \mathrm{sp^3} do oxigênio e \mathrm{1s} do hidrogênio.\n
    Comentário adicional (útil na prova): por ressonância parcial do grupo carboxila, há alguma delocalização eletrônica que confere caráter parcial de dupla à ligação \mathrm{C_{(CO)}-O_{-H}} em certas estruturas canônicas; isso não muda a contagem de RDE para a hibridização básica (o carbono da carboxila continua \mathrm{sp^2}) mas explica por que a ligação \mathrm{C-O} na carboxila é mais curta / mais forte do que uma simples C–O comum.

Resposta

\mathrm{C_{(Me)}}: hibridização \mathrm{sp^3}.\n
\mathrm{C_{(CO)}}: hibridização \mathrm{sp^2}.\n
\mathrm{O_{=}} (oxigênio carbonílico): hibridização \mathrm{sp^2}.\n
\mathrm{O_{-H}} (oxigênio da hidroxila): hibridização \mathrm{sp^3}.\n
Ligações:\n
\mathrm{C_{(Me)}-H} (3 ligações): cada uma é ligação \sigma (entre \mathrm{sp^3\text{(C)}} e \mathrm{1s(H)}).\n
\mathrm{C_{(Me)}-C_{(CO)}}: ligação \sigma (entre \mathrm{sp^3(C_{(Me)})} e \mathrm{sp^2(C_{(CO)})}).\n
\mathrm{C_{(CO)}=O_{=}}: ligação dupla = 1 \sigma (entre \mathrm{sp^2} e \mathrm{sp^2}) + 1 \pi (sobreposição lateral de p-orbitais).\n
\mathrm{C_{(CO)}-O_{-H}}: ligação \sigma (entre \mathrm{sp^2(C_{(CO)})} e \mathrm{sp^3(O_{-H})}).\n
\mathrm{O_{-H}-H}: ligação \sigma (entre \mathrm{sp^3(O)} e \mathrm{1s(H)}).

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