11 1 Desafio

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Desafio 11.1 
A hibridização que ocorre com o átomo de determinado elemento químico permite que ele realize um 
número maior de ligações covalentes que não poderiam ser explicadas pela teoria da ligação de valência. 
 
No caso do CH4, por exemplo, que tem geometria molecular tetraédrica (ângulo de 109,5º entre as ligações), 
o carbono tem um orbital s e três orbitais p na sua camada de valência, px, py e pz, perfazendo ângulos de 
90º entre si. 
 
 Ao analisar essas informações, você poderia ser perguntar: como pode ocorrer uma sobreposição orbitalar 
C-H, respeitando a geometria tetraédrica (ângulos de 109,5º), se os orbitais p estão a 90º um do outro? 
 
Esse fato pode ser explicado pela hibridização entre esses quatro orbitais (s, px, py e pz), gerando um orbital 
híbrido chamado sp3, que tem quatro lobos com ângulos de 109,5º entre eles. Esse orbital híbrido pode, 
agora, fazer a sobreposição com o orbital 1s do hidrogênio e respeitar a geometria tetraédrica. 
 
Conforme pode ser visto a seguir: 
 
Diagrama orbital do C: 
 
 
 
 
Representação da excitação de um elétrons do orbital 2s para um 2p: 
 
 
 
 
Formação dos orbitais híbridos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Então, imagine que você esteja par cipando de um estudo para prever a hibridização do átomo central na 
molécula PF3. Para isso, você deve, primeiramente, determinar a estrutura de Lewis e, em seguida, u lizar 
o número de pares de elétrons no átomo central para fazer a relação com a respec va hibridização. 
 
Lembre-se de que, para evitar enganos, a formação das ligações pi (quando presentes) deve ser realizada 
após a determinação da hibridização.