A Teoria da Ligação de Valência (TLV) tentou explicar, inicialmente, a formação das ligações covalentes em termos da simples superposição dos orbitais atômicos. Explique por que, neste sentido, não é possível explicar corretamente a formação da molécula da amônia
.
Passo 1
O enunciado pede que eu explique por que a explicação inicial da Teoria da Ligação de Valência (TLV), que usa apenas a simples sobreposição dos orbitais atômicos, não consegue descrever corretamente a formação da molécula de amônia
.
Informações relevantes que o enunciado e o conhecimento básico fornecem (vou listar para ficar claro):
Informações relevantes que o enunciado e o conhecimento básico fornecem (vou listar para ficar claro):
- A configuração eletrônica do nitrogênio no estado fundamental é
. - A molécula
tem três ligações equivalentes e uma dupla função: há um par isolado (lone pair) no nitrogênio. - Geometricamente,
é piramidal trigonal, com ângulo aproximado entre ligações de . - A “simples sobreposição” que o enunciado menciona significa: cada ligação surge pela sobreposição direta de um orbital atômico do H (
) com um orbital atômico do N (algum orbital ou ), sem permitir misturas (ou “hibridizações”) entre os orbitais do próprio átomo de N.
Passo 2
Vou explicar, passo a passo, o que a TLV simples prevê se não permitirmos mistura (hibridização) dos orbitais do nitrogênio. Primeiro, quais orbitais “disponíveis” em N podem formar ligações:
e as três
(ou seja,
). Cada hidrogênio dispõe de um orbital
. Na TLV simples só podemos formar ligações por sobreposição direta entre um
e um desses orbitais atômicos puros do N. Então as possibilidades são:
- usar três orbitais puros
para formar três ligações com três H, ou - usar o orbital
para formar uma ligação e dois para outras duas, etc.
Passo 3
Mostro por que cada uma dessas possibilidades falha em explicar os fatos experimentais (três ligações equivalentes e ângulo
).
a) Se formarmos as três ligações usando três orbitais
puros: esses orbitais são ortogonais entre si e orientados ao longo de eixos cartesianoss; cada par deles faz ângulo de
. Logo, as direções naturais desses três orbitais estão a
umas das outras, enquanto a molécula experimental tem os três H ao redor do N com um arranjo aproximadamente tetraédrico/piramidal e ângulos
. Não se consegue posicionar três ligações equivalentes em torno do N de maneira que correspondam simultaneamente aos três eixos
ortogonais e também produzam as distâncias/ângulos observados. Além disso, se cada ligação viesse de um orbital
puro, as ligações teriam caráter eletrônico idêntico a orbitais
puros — mas isso também não reproduz quantitativamente energias e simetrias observadas.
b) Se usarmos uma mistura desigual — por exemplo, uma ligação envolvendo o
e duas envolvendo dois
— então teremos ligações de naturezas diferentes: uma ligação com caráter mais esférico (
) e duas com caráter direcional (
). Isso contradiz o fato experimental de que as três ligações
são equivalentes (mesma energia e mesmo comprimento). Então a TLV simples também falha em explicar a equivalência das três ligações.
Concluindo esta etapa: a abordagem sem mistura interna de orbitais do mesmo átomo não consegue produzir três orbitais atômicos equivalentes, orientados de forma compatível com o arranjo experimental das três ligações em
.
Passo 4
Agora eu ensino o conceito que falta à TLV simples e que resolve o problema: hibridização (mistura consistente de orbitais atômicos do mesmo átomo). A ideia geral é: orbitais atômicos puros (por exemplo
e
) podem combinar linearmente para gerar novos orbitais “híbridos” com formas e orientações desejáveis. Um exemplo geral de combinação é:
onde
são coeficientes escolhidos para criar orbitais equivalentes e orientados geometricamente. No caso mais conhecido, a combinação igual do
com os três
dá os quatro híbridos
(quatro orbitais equivalentes) orientados em direção aos vértices de um tetraedro, com ângulo entre eles de
. Matematicamente, as quatro funções
são combinações ortogonais entre si e têm a mesma energia média.
Passo 5
Aplicação ao caso
: usando hibridização
no nitrogênio, obtemos quatro orbitais híbridos equivalentes. Três desses híbridos se formam em sobreposição com os três orbitais
dos três hidrogênios, produzindo três ligações
equivalentes. O quarto híbrido contém o par isolado (lone pair) do N. Esse arranjo explica por que as três ligações são equivalentes — todas derivam de híbridos idênticos — e também por que a geometria é aproximadamente tetraédrica/piramidal: os quatro híbridos apontam aproximadamente para os vértices de um tetraedro, o que levaria a ângulos ideais de
entre eles. A presença do par isolado em um dos híbridos empurra levemente os pares ligantes, reduzindo o ângulo para o valor observado de
. Esse ajuste fino (redução de
para
) é explicado por efeitos de repulsão entre pares eletrônicos (VSEPR), algo que é compatível com a ideia de híbridos, mas impossível de acomodar se você não tem orbitais equivalentes que se distribuam tetraedricamente.
Passo 6
Resumo didático e intuitivo (pra você levar para a prova): se você não permite misturar orbitais do mesmo átomo, o nitrogênio só tem um
e três
puros — isso não gera três orbitais equivalentes orientadas do jeito correto para formar três ligações idênticas com H. Para obter três ligações equivalentes e a geometria correta precisamos formar híbridos (no caso
), que surgem da combinação linear
. Portanto a TLV “pura” (sem hibridização) não explica
; a TLV estendida com hibridização sim. Um comentário amigo: é exatamente por isso que os livros evoluíram a partir da TLV simples — para conciliar a química qualitativa (formas e equivalência de ligações) com a matemática dos orbitais.
Resposta
A TLV que usa apenas a simples sobreposição de orbitais atômicos puros não consegue gerar três orbitais equivalentes no nitrogênio nem a orientação geométrica observada em
; sem permitir a mistura intramolecular dos orbitais
e
do N não se obtêm três ligações
equivalentes nem a geometria piramidal (ângulo
). A explicação correta requer hibridização (
no N), que produz três híbridos para as ligações e um para o par isolado, reconciliando equivalência das ligações e a geometria observada.