Apostila 3

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Universidade Federal de Sergipe 
Departamento de Química – DQI 
Química Orgânica - QUI 0072 
Docente: Profª MSc. Tarciane Greyci 
Apostila III 
Teoria do Orbital Molecular (TOM) e Hibridização de Orbitais 
 
1. Introdução 
Como os átomos formam ligações covalentes para formar moléculas? O modelo 
de Lewis que descreve como os átomos obtêm o octeto completo pelo 
compartilhamento de elétrons, nos diz apenas parte da história. Uma desvantagem do 
modelo é que ele considera os elétrons como partículas e não leva em conta suas 
propriedades de onda. 
A Teoria do Orbital Molecular (TOM) combina a tendência dos átomos em 
completar o octeto pelo compartilhamento de elétrons (modelo de Lewis) com suas 
propriedades de onda, designando completar os elétrons para um volume do espaço 
chamado orbital. De acordo com a TOM, ligações covalentes resultam da combinação 
de orbitais atômicos para formar orbitais moleculares – que pertencem a toda 
molécula em vez de a um simples átomo. Como um orbital atômico que descreve o 
volume no espaço em torno do núcleo de um átomo onde um elétron pode 
provavelmente ser encontrado, um orbital molecular descreve o volume no espaço em 
torno da molécula onde um elétron pode ser encontrado. 
Vejamos o exemplo da ligação na molécula de H2: 
Como o orbital atômico 1s de um átomo de hidrogênio aproxima-se do orbital 
atômico 1s do segundo átomo de hidrogênio, eles começam a se sobrepor. Uma vez 
que os orbitais atômicos se movem para ficar mais perto, a quantidade de 
sobreposição aumenta até que os orbitais se combinem para formar um orbital 
molecular (interação frontal, forte). A ligação covalente que é formada com a 
sobreposição de dois orbitais atômicos s é chamada ligação sigma σ. 
 
 
 
2. Orbitais ligantes e antiligantes 
 Interação entre orbitais s 
 Orbitais atômicos podem combinar-se de duas maneiras diferentes: construtiva 
(como nos exemplos anteriores) e destrutivamente. Eles podem combinar 
construindo, de maneira aditiva, como duas ondas sonoras ou luminosas para reforçar 
uma a outra. Este é chamado orbital ligante sigma σ. Também podem se combinar de 
maneira destrutiva, cancelando um ao outro. O cancelamento é similar ao escuro 
causado quando duas ondas luminosas cancelam uma a outra ou ao silêncio que 
ocorre quando duas ondas sonoras cancelam uma à outra. Este tipo de interação 
destrutiva é chamada orbital molecular antiligante σ*. 
Ex: Funções de onda de dois átomos de hidrogênio interagindo de maneira cosntrutiva 
e destrutiva. 
 
 
 Interação entre orbitais p 
Dois orbitais atômicos p podem sobrepor-se alinhados linearmente (alinhados ao eixo 
internuclear) ou lado a lado (perpendicularmente ao eixo internuclear). Vamos analisar 
a sobreposição alinhada. Sobreposição alinhada forma uma ligação sigma σ. Se os 
lobos em sobreposição do orbital p estão em fase, um orbital molecular ligante é 
formado. Esse orbital possui dois nodos - um plano nodal passando através de cada 
núcleo. 
Ex: Sobreposição alinhada de dois orbitais p formando uma orbital molecular σ ligante. 
 
 Se os lobos em sobreposição do orbital p estão fora de fase, um orbital 
antiligante σ* é formado. 
Como seria? (Desenho no quadro) 
 Diferentemente da ligação sigma σ formada como resultado da sobreposição 
alinhada, a sobreposição lado a lado de dois orbitais p forma uma ligação pi π 
(interação lateral, menor força de ligação). Se a interação entre os orbitais for em fase, 
é originado um orbital molecular pi π ligante. Se for fora de fase, é originado um 
orbital molecular pi π* antiligante. Esse orbital molecular π ligante possui um plano 
nodal que passa através de ambos os núcleos. O π* antiligante tem dois planos nodais. 
Ex: Sobreposição lado a lado de dois orbitais p originando um orbital molecular π ligante. 
 
Ex: Sobreposição lado a lado de dois orbitais p originando um orbital molecular π* antiligante. 
Como seria? (Desenho no quadro) 
 
A extensão da sobreposição é maior quando os orbitais p se sobrepõem linearmente 
do que quando se sobrepõem lado a lado. Isso significa que uma ligação σ, formada 
pela sobreposição de orbitais atômicos linearmente, é mais forte que uma ligação π , 
formada pela sobreposição lado a lado de orbitais atômicos p. Também significa que o 
orbital molecular σ é mais estável que um orbital molecular π, porque quanto mais 
forte a ligação, mais estável ela é. 
3. Hibridização de Orbitais 
 Hibridização ou Hibridação de orbitais é uma interpenetração (mistura) que dá 
origem a novos orbitais, (de maneira favorável à formação de uma geometria 
adequada para a ligação) em igual número, denominados orbitais híbridos. A 
hibridização é determinada pelo arranjo. 
Para começar a entender o conceito, começaremos com o caso do carbono. Sabe-se 
que a única forma do carbono efetuar suas 4 ligações é por meio de seus 
elétrons (desemparelhados) em seus orbitais atômicos. Como assim? Bom, observe 
abaixo a distribuição eletrônica do carbono e sua distribuição nos orbitais. 
 
 
 
É possível perceber que no orbital 2p, existem somente 2 elétrons desemparelhados 
(sozinhos) e um orbital totalmente vazio. Dessa forma, o carbono só poderia se ligar 
duas vezes. Mas não é isso que acontece. 
 
A explicação para sua tetravalência se dá pelo fato de o átomo de carbono ter, antes 
da reação, um dos elétrons 2s promovido ao subnível 2p. 
 
 
Agora sim! De acordo com a imagem acima agora temos 4 elétrons desemparelhados, 
devidamente aconchegados nos orbitais do carbono e esperando novos elétrons para 
efetuar as ligações. Para o caso da hibridização sp, temos a imagem abaixo: 
 
 A molécula de BeF2 e a explicação do orbital híbrido sp 
 Considere a molécula de BeF2 (sabe-se experimentalmente que ela existe). O 
Berílio possui uma distribuição eletrônica de 1s² 2s² e portanto não existem elétrons 
desemparelhados disponíveis para as ligações. E agora? 
 Bom, sabemos que existem dois átomos ligados ao átomo central e não existem 
pares de elétrons não ligantes no mesmo. Portanto, temos uma geometria linear com 
ângulos de 180 graus. Sabemos também que um elétron de Be é compartilhado com 
cada um dos elétrons desemparelhados do F. 
 
1s2 2s2 2p2 
1s2 2s1 2p
3 
Seguindo o exemplo do carbono, poderíamos promover um elétron do orbital 2s no Be 
para o orbital 2p para obtermos dois elétrons desemparelhados para a ligação. Mas a 
geometria ainda não estaria explicada. Contudo, podemos solucionar o problema 
admitindo que o orbital 2s e um orbital 2p no Be misturam-se ou formam um orbital 
híbrido. Esse orbital híbrido é chamado de sp. 
 
Observação: Já que somente um dos orbitais 2p do Be foi utilizado na hibridização, 
ainda existem dois orbitais p não-hibridizados no Be. 
 Orbitais híbridos sp² 
Os orbitais híbridos sp² são formados com um orbital s e dois orbitais p (3 orbitais 
disponíveis para ligações sigma e 1 orbital disponível para ligação pi). 
Consequentemente, resta um orbital p não-hibridizado. Os grandes lóbulos dos 
híbridos sp² encontram-se em um plano trigonal, portanto, todas as moléculas com 
arranjos trigonais planos têm orbitais sp² no átomo central. 
 
 
 Orbitais híbridos sp³ 
Os orbitais híbridos sp³ são formados a partir de um orbital s e três orbitais p (4 
orbitais disponíveis para ligações sigma). Conseqüentemente, há quatro lóbulos 
grandes. Cada lóbulo aponta em direção ao vértice de um tetraedro e o ângulo entre 
eles é de 109,5 graus. Todas as moléculas com arranjos tetraédricos são hibridizadas 
sp³. 
 
Um exemplo de hibridização sp³ é a hibridização do oxigênio da molécula de água 
acima. 
Atividade (Quadro)Referências: 
1 BRUICER, P. Y. Química Orgânica. 4ª Edição, vol. 1 e 2, Pearson/Prentice Hall, 2006.