3-Use a teoria que achar pertinente (Lewis, VSEPR ou TLV) para explicar as ligações em \mathrm{F}_{2}, HF e \mathrm{C}_{2} \mathrm{H}_{2}.
A) Esboce a sobreposição dos orbitais atômicos/híbridos envolvidos nas ligações presentes nestes compostos, quando possível. Justifique as suas escolhas.
B) A natureza da ligação química é a mesma em todos os compostos? Justifique.
Passo 1
O enunciado pede que a gente use teorias de ligação (Lewis, VSEPR, TLV – Teoria do Ligante de Valência, isto é, valence‐bond/hibridização) para explicar como se formam as ligações em \mathrm{F}_2, HF e \mathrm{C}_2\mathrm{H}_2. Vamos (a) desenhar esquemáticamente a sobreposição dos orbitais atômicos ou híbridos que dão origem a cada ligação e (b) comparar a natureza dessas ligações (tipo de sobreposição, polaridade etc.).
Passo 2
Aplicando Lewis e VSEPR em \mathrm{F}_2:
Cada flúor tem 7 elétrons de valência, forma um par ligante, restando 3 pares isolados. Logo, 4 regiões eletrônicas ⇒ hibridização \mathrm{sp}^3.
Na prática, a ligação F–F decorre do encontro “cabeça‐cabeça” de um orbital híbrido ou puro p de cada átomo. Como só há um par ligante e os pares isolados não participam, podemos considerar a ligação como um sobreposição direta de dois orbitais p (ou de dois híbridos que contenham muito caráter p).
Esboço qualitativo da sobreposição:
ou seja, dois lóbulos p frontais se acoplam formando uma ligação \sigma p\!-\!p.
Passo 3
Aplicando Lewis e VSEPR em HF:
H traz 1 elétron, F traz 7\to um par de ligação H–F e três pares isolados em F ⇒ também 4 regiões eletrônicas em F ⇒ hibridização \mathrm{sp}^3 (três híbridos contêm os pares isolados e um contém o elétron de ligação).
A ligação se faz pela sobreposição “cabeça‐cabeça” entre o orbital \mathrm{sp}^3 de F (lobo maior apontado para H) e o orbital 1s de H.
Esboço qualitativo da sobreposição:
\text{H}(1s)\;-\;\text{F}(\mathrm{sp}^3)
Isto é uma ligação \sigma s\!-\!sp^3, fortemente polar, pois F é muito eletronegativo.
Passo 4
Aplicando Lewis e VSEPR em \mathrm{C}_2\mathrm{H}_2 (etino):
Cada C tem 4 elétrons de valência. Na molécula há:
• duas ligações C–H e uma ligação C≡C (três ligações entre carbonos). \bullet 2 regiões de nuvens eletrônicas em cada C ⇒ hibridização \mathrm{sp} em cada átomo de carbono.
Em cada C:
• dois orbitais \mathrm{sp} formam as ligações \sigma: um \mathrm{sp} com H, outro \mathrm{sp} com o outro C.
• os dois orbitais p não hibridizados (ortogonais entre si e ao eixo da molécula) geram duas ligações \pi C≡C por sobreposição lateral.
Esboço qualitativo da sobreposição ao longo do eixo da molécula:
E, perpendicularmente, os pares de orbitais p formam as duas \pi C≡C.
Passo 5
Comparação da natureza das ligações:
Em \mathrm{F}_2 só há uma ligação \sigma p\!-\!p e a molécula é apolar (ligação puramente covalente).
Em HF há uma ligação \sigma s\!-\!sp^3 muito polar (covalente polar), pois F atrai fortemente os elétrons.
Em \mathrm{C}_2\mathrm{H}_2 há ligações \sigma s\!-\!sp (C–H), \sigma sp\!-\!sp (C–C) e duas \pi laterais p\!-\!p. A molécula é linear e globalmente apolar (cada C–H é ligeiramente polar mas simetricamente compensado).
Resposta
Não, a natureza da ligação química não é a mesma em todos os compostos. Em \mathrm{F}_2 temos uma ligação \sigma p\!-\!p não polar; em HF uma ligação \sigma s\!-\!sp^3 fortemente polar; e em \mathrm{C}_2\mathrm{H}_2 existem tanto ligações \sigma s\!-\!sp e sp\!-\!sp quanto \pi p\!-\!p, com caráter covalente mas diferente em cada tipo de sobreposição.