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QUÍMICA III - Profª Silvana 
 
TEORIA DA HIBRIDIZAÇÃO 
 
O carbono, possui número atômico 6, pertence à família 4 A ou 14, sua camada de valência possui quatro 
elétrons e faz quatro ligações covalentes para que fique estável, já que segundo a Teoria Eletrônica da 
Valência, que foi proposta por Gilbert N. Lewis e Walter Kossel, os elétrons de valência (elétrons da última 
camada) são compartilhados para formar as ligações covalentes entre os átomos. 
Segundo Kekulé, as quatro valências do carbono estariam situadas num mesmo plano. Mas, Le Bel e Van´t 
Hoff introduziram a ideia do carbono tetraédrico, dizendo que o átomo de carbono ocupa o centro de um 
tetraedro regular imaginário e dirige suas valências para os quatro vértices desse tetraedro. 
 
No entanto, para ambos, as quatro valências e as quatro ligações feitas pelo carbono no metano (CH4) seriam 
iguais. Mas como isso é possível, se o carbono apresenta distribuição eletrônica 1s2 2 s2 2p2, com metade 
dos seus elétrons de valência em um orbital do tipo s e a outra metade em orbitais do tipo p? 
 
Para entender isso, é preciso conhecer uma Teoria posterior a de Lewis e Kossel: a Teoria da Ligação de 
Valência (TLV), que diz que as ligações entre os átomos são formadas pela sobreposição de orbitais atômicos 
e um par de elétrons de spins opostos situado entre um par de átomos constitui uma ligação. 
Essa Teoria é a primeira descrição sobre ligações covalentes que levou em consideração os orbitais atômicos 
e que permite o cálculo numérico dos ângulos e dos comprimentos de ligação. Ela foi desenvolvida por Walter 
Heitler, Fritz London, John Slater e Linus Pauling. 
Para formar a ligação os átomos se aproximam e seus orbitais se sobrepõem (como nos exemplos da figura 
abaixo), de modo que na ligação, as forças de atração entre os núcleos e os elétrons equilibram-se às forças 
repulsivas (núcleo-núcleo, elétron-elétron) e a energia potencial é mínima. 
 
No entanto, isso ainda não explica como o carbono consegue formar ligações iguais estando seus elétrons 
de valência em orbitais diferentes e o orbital 2s completo. Para entender isso, temos uma outra teoria 
proposta por Pauling, que é a Teoria da Hibridização dos Orbitais. 
Segundo a teoria de Pauling, um novo conjunto de orbitais, chamado orbitais híbridos, pode ser criado pela 
mistura de orbitais s, p e d de um átomo e ocorrem como uma preparação para a formação da ligação 
covalente. Esses orbitais têm energias próximas e os elétrons dos orbitais de menor energia podem ser 
promovidos aos orbitais de energia maior. 
Os elétrons não ligantes continuam como pares isolados mesmo após a hibridização e o número de orbitais 
híbridos é sempre o mesmo que o número de orbitais atômicos que são mesclados para criar o conjunto de 
orbitais híbridos. 
É o que ocorre no carbono e em outros elementos como oxigênio e nitrogênio, por exemplo. 
 
Orbitais híbridos sp3 do carbono 
A diferença entre os níveis de energia dos orbitais 2s e 2p é pequena e ocorre a promoção do elétron 2s para 
o orbital 2p que está vazio. Assim o carbono passa a ter quatro elétrons desemparelhados, sendo, portanto, 
capaz de fazer quatro ligações: 
 
O orbital s em da camada de valência é combinado com os três orbitais p, resultam quatro orbitais híbridos 
cada um chamado de sp3. Eles possuem a mesma energia, sendo esta menor que a dos orbitais p e maior 
que a do orbital s. 
O ângulo entre os orbitais híbridos é de 109,47°, que a maior distância possível para que a repulsão entre os 
elétrons seja minimizada, e o carbono ocupa o centro de um tetraedro e os átomos ligantes ocupam seus 
vértices. 
 
As quatro ligações que se estabelecem são chamadas de sigma (σ). 
 CH4 CH3-CH3 
 
 
Orbitais híbridos sp2 
Apenas três elétrons da camada de valência do carbono se rearrumaram, dando origem a três orbitais 
híbridos, denominados sp2, equivalentes entre si, situados num mesmo plano e separados entre si por 
ângulos de 120° (daí o nome de hibridação trigonal plana). 
 
 
A aproximação entre dois carbonos hibridados sp2 leva à formação da ligação sigma por meio da superposição 
frontal entre um orbital sp2 de cada átomo, enquanto a interpenetração lateral entre o orbital p de cada 
átomo resulta na ligação pi (π). 
Ou seja, carbonos sp2 fazem ligação dupla, e as duas ligações que a constituem não são equivalentes entre 
si: 
• uma das ligações — chamada de ligação σ (sigma) — é mais “forte”, uma vez que exige 348 kJ/mol para ser 
quebrada (no caso do CH2=CH2); 
• a outra ligação — chamada de ligação π (pi) — é mais “fraca”, pois exige apenas 267 kJ/mol para ser 
rompida (no caso do CH2=CH2). 
Elétrons de ligações  permanecem mais longe do eixo central entre os átomos que formam também uma 
ligação . Por isso, são mais fracamente atraídos pelos núcleos dos átomos em questão e a ligação π que será 
quebrada com mais facilidade nas reações. 
 
 
- Interação frontal entre os orbitais híbridos sp2 (azul) dos carbonos  uma ligação sigma (). 
- Interação lateral entre os orbitais não híbridos p (rosa) dos carbonos  uma ligação pi (π). 
 
Outro fato importante a ser considerado é que, ao contrário da ligação simples, a ligação dupla não permite 
a rotação dos dois átomos de carbono da molécula em torno do eixo que os une. 
 
Orbitais híbridos sp 
Apenas dois elétrons da camada de valência do carbono se rearrumaram, dando origem a dois orbitais 
híbridos, denominados sp, equivalentes entre si, situados num mesmo plano e separados entre si por um 
ângulo de 180° (daí o nome de hibridação linear). 
 
A aproximação entre dois carbonos hibridados sp leva à formação da ligação sigma por meio da superposição 
frontal entre um orbital sp de cada átomo, enquanto a interpenetração lateral entre os orbitais 2 p resulta 
em duas ligações pi (π) perpendiculares entre si. 
Ou seja, carbonos sp fazem ligação tripla, e as três ligações que a constituem não são equivalentes entre si: 
 
 
 
- Interação frontal entre os orbitais híbridos sp (rosa) dos carbonos  uma ligação sigma (). 
- Interação lateral entre os orbitais não híbridos p (laranja) dos carbonos  duas ligações pi (π). 
 
Os orbitais híbridos sp aparecem também nos átomos de carbono situados entre duas ligações duplas, já que 
estes fazem duas ligações sigma e duas ligações pi: 
 
Resumindo: 
 
 
 
 
 
Compostos Cíclicos 
Até o século XIX se imaginava que os compostos cíclicos fossem planos; por exemplo: 
 
Veja que os ângulos internos dessas figuras diferem do ângulo normal (109,47°) formado entre as valências 
do carbono nas ligações simples. 
Em 1885, Baeyer criou a teoria das tensões nos anéis, que é resumidamente a seguinte: nos ciclanos (ciclos 
saturados), as valências devem ser entortadas ou flexionadas para fechar o anel, e isso cria uma tensão que 
torna o anel instável (ou seja, de fácil ruptura). 
Cada valência é flexionada de um ângulo α, que pode ser assim calculado: 
 
Segundo Baeyer, o anel mais estável seria o de cinco carbonos, que apresenta o valor mínimo para o ângulo 
α. No de seis carbonos, o valor negativo de α indica que as valências deveriam ser flexionadas “para fora”; 
aqui recomeçaria a instabilidade dos anéis, que iria aumentando para anéis com mais de seis carbonos. 
Baeyer acreditava, inclusive, que anéis muito grandes nem poderiam existir, dada a grande instabilidade 
causada pela tensão das valências. 
Posteriormente, medidas termodinâmicas de estabilidade (por exemplo, entalpias de combustão e de 
hidrogenação) revelaram que o de seis carbonos é mais estável do que o de cinco. Mais tarde foram obtidos 
anéis com mais de trinta átomos de carbono. 
Onde estava, então, o erro de Baeyer? 
Em admitir todos os anéis planos.Em 1890, Sachse e Mohr admitiram que os anéis de seis ou mais carbonos não seriam planos. Hoje sabemos 
que o de seis carbonos apresenta duas configurações extremas: 
 
 
Compostos Aromáticos 
A ligação dupla é formada por uma ligação σ, mais forte, e uma ligação π, mais fraca e mais “solta”. No caso 
do anel benzênico, temos três ligações duplas (isto é, três pares de elétrons π), que podem se movimentar 
com muita facilidade, dando origem a várias formas eletrônicas. A figura abaixo nos dá uma ideia dessa 
movimentação dos elétrons π ao longo do anel benzênico. 
 
Das formas mostradas acima, são predominantes a primeira e a última. No entanto, nenhuma delas 
representa o benzeno satisfatoriamente. Na verdade, o benzeno é o híbrido (estado intermediário) dessa 
ressonância toda (existência de várias disposições dos elétrons dentro de uma dada molécula, sem que haja 
mudança na posição dos átomos). É por esse motivo que se costuma dizer que, no anel benzênico, as ligações 
duplas não estão localizadas ou que são duplas deslocalizadas. Surge, assim, a melhor e mais simples 
representação do anel benzênico: 
 
Este anel é muito estável e resiste à ação de vários reagentes. Os seis átomos de carbono do anel benzênico 
estão ligados alternadamente por ligações simples e duplas; consequentemente, eles apresentam hibridação 
sp2 ou trigonal e os três orbitais híbridos sp2 de cada carbono estão situados num plano, separados por 
ângulos de 120°, enquanto o quarto orbital é do tipo p e se situa perpendicularmente ao plano dos orbitais 
sp2. Os carbonos formam um hexágono regular e, portanto, são equidistantes entre si. Os ângulos internos 
de um hexágono regular são iguais a 120° (exatamente o ângulo formado pelos orbitais sp2). Portanto, não 
há tensão nenhuma no anel. 
 
BOM ESTUDO! 😊😊😊 
“Eu estava sentado à mesa a escrever o meu compêndio, mas o trabalho não rendia; os meus pensamentos estavam noutro sítio. 
Virei a cadeira para a lareira e comecei a dormitar. Outra vez começaram os átomos às cambalhotas em frente dos meus olhos. 
Desta vez os grupos menores mantinham-se modestamente à distância. A minha visão mental, aguçada por repetidas visões desta 
espécie, podia distinguir agora estruturas maiores com variadas conformações; longas filas, por vezes alinhadas e muito juntas; 
todas torcendo-se e voltando-se em movimentos serpenteantes. Mas olha! O que é aquilo? Uma das serpentes tinha filado a própria 
cauda e a forma que fazia rodopiava trocistamente diante dos meus olhos. Como se se tivesse produzido um relâmpago, acordei; ... 
passei o resto da noite a verificar as consequências da hipótese. Aprendamos a sonhar, senhores, pois então talvez nos 
apercebamos da verdade." 
 Augusto Kekulé (1829-1896) 
(trecho de um discurso feito em Berlim por ocasião do vigésimo quinto aniversário de seu anúncio da teoria do 
benzeno, manifestando que suas teorias estruturais lhe foram reveladas através de um sonho). 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Berlim