Hibridização de Orbitais Atômicos

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TÓPICO 04: HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS ATÔMICOS
HIBRIDIZAÇÃO DE ORBITAIS ATÔMICOS
VERSÃO TEXTUAL
No estudo da química orgânica, é útil considerar a molécula com 
sendo feita de átomos mantidos juntos através de ligações, que podem 
ser entendidas como de pares de elétrons em orbitais moleculares 
compartilhados por dois núcleos. 
Quando trabalhamos com os OMs do metano, nós usamos o carbono 2s 
e todos os três orbitais 2p para combiná-los com os orbitais 1s do hidrogênio. 
Cada orbital do carbono é combinado com todos os orbitais do hidrogênio 
igualmente. 
Outro modo para considerar as ligações seria combinar os orbitais 2s e 
2p do carbono primeiro para formar 4 novos orbitais. Estes orbitais seriam 
exatamente iguais e compostos de ¼ do orbital 2s e ¾ dos orbitais p. 
Estes novos orbitais são chamados de ORBITAIS HÍBRIDOS SP3 para 
mostrar a proporção dos orbitais atômicos em cada orbital. O processo de 
“mistura” de orbitais é chamado de HIBRIDIZAÇÃO (Figura 4-1).
(FIGURA 4-1)
Figura 4-1 - Hibridização de três orbitais 2p e um orbital 2s.
Combinando-se quatro orbitais atômicos em um mesmo átomo, gera-se 
o mesmo número total de orbitais híbridos. Cada um destes tem ¼ de 
caráter s e ¾ de caráter p. O orbital s3 tem um plano nodal através do 
núcleo, como um orbital p. Todavia, possui um lobo é maior que o outro 
devido à contribuição extra do orbital 2s, o qual se adiciona a um lobo, mas 
subtrai-se do outro. 
QUÍMICA ORGÂNICA I
AULA 01 – LIGAÇÃO E ESTRUTURA MOLECULAR
Em um átomo de carbono, os quatro orbitais sp3 apontam para os 
vértices de um tetraedro e o metano pode ser formado pela sobreposição do 
lobo maior de cada orbital sp3 do carbono com um orbital 1s do hidrogênio 
(Figura 4-2) (os lobos menores dos orbitais sp3 não foram representados 
para simplificar os desenhos). 
(FIGURA 4-2)
Figura 4-2 - Modelo dos orbitais das ligações da molécula metano.
Cada sobreposição forma um OM (2sp3 + 1s), e nós podemos colocar 
dois elétrons em cada orbital híbrido para formar uma ligação C-H. 
Também haverá, evidentemente, um OM antiligante * (2sp3–1s) em cada 
caso, mas estes orbitais estão vazios. 
A grande vantagem deste método é que ele pode ser usado pra construir 
rapidamente estruturas de moléculas muito maiores, sem ter que imaginar 
que a molécula é feita de átomos isolados.
OLHANDO DE PERTO
Vejamos como podemos construir a estrutura da molécula eteno. O 
eteno é uma molécula planar com ângulos de ligações próximos de 120º. 
Neste caso, haverá uma ligação entre os dois carbonos e duas ligações C-H. 
Podemos hibridizar os orbitais 2s, 2px e 2py (isto é, todos os orbitais no 
plano) para formar três orbitais híbridos sp2 iguais, deixando o orbital 2pz 
inalterado. Estes orbitais híbridos sp2 terão 1/3 de caráter s e 2/3 de caráter 
p, e poderão se sobrepor com três outros orbitais (dois OAs 1s do hidrogênio 
e um OA sp2 do outro carbono) para formar três OMs . Isto deixa os dois 
orbitais 2pz, um em cada carbono, que combinam para formar o OM . 
O esqueleto da molécula tem cinco ligações (uma C-C e quatro C-H) 
no plano e a ligação central é formada por dois orbitais 2pz acima e abaixo 
do plano (Figura 4-3). 
(FIGURA 4-3)
Figura 4-3 - Modelo de OMs das ligações na molécula do eteno.
O etino (acetileno) tem uma ligação tripla. Cada átomo de carbono se 
liga a apenas dois outros átomos para formar um esqueleto linear. Somente o 
orbital 2s e 2px terão a simetria correta para se ligarem aos dois átomos, uma 
vez que estes orbitais se hibridizam para formar dois orbitais híbridos sp em 
cada átomo de carbono, deixando em cada átomo de carbono os orbitais 2py
e 2pz inalterados para formarem dois OMs . Estes orbitais híbridos têm 
50% de caráter s e 50% de caráter p (Figura 4-4).
(FIGURA 4-4)
Figura 4-4 - Hibridização entre um orbital atômico 2s e um orbital 
atômico 2px.
Os orbitais moleculares formados são mostrados na Figura 4-5. Cada OA 
híbrido sp se sobrepõe a um OA 1s do hidrogênio ou ao OA sp híbrido do 
outro carbono. Os conjuntos de orbitais p de cada átomo de carbono se 
combinam mutuamente para formar dois OMs perpendiculares.
(FIGURA 4-5)
Figura 4-5 - Estrutura e modelo de hibridização das ligações no 
acetileno.
Os esqueletos dos hidrocarbonetos são construídos a partir de:
• átomos de carbonos hibridizados sp3 (tetraédricos), 
• sp2 (trigonal planar),
• ou sp (linear).
Não é necessário hibridizar orbitais sempre que desejar conhecer o 
formato de uma molécula. Tudo o que se tem que a fazer é contar o número 
de ligações que cada átomo de carbono faz na molécula. 
Se o átomo de carbono faz:
• duas ligações, aquele átomo de carbono é linear (hibridizado sp); 
• se ele faz três, aquele átomo de carbono é trigonal (hibridizado sp2); e 
• se ele faz quatro ligações, aquele átomo de carbono é tetraédrico 
(hibridizado sp3). 
O hidrocarboneto hex-5-en-2-ino (Figura 4-6), por exemplo, tem dois 
carbonos sp (C2 e C3), dois carbonos sp
2 (C5 e C6), e um átomo de carbono sp
3
no grupo CH2 no meio da cadeia (C4), e outro no grupo metila (C1) no início 
da cadeia. 
(FIGURA 4-6)
Figura 4-6 - Estrutura do hidrocarboneto hex-5-en-2-ino.
DICA
Confira as animações [1]das hibridizações sp, sp2 e sp3 Fazer link 
HIBRIDIZAÇÃO DE OUTROS ÁTOMOS
A hibridização é uma propriedade dos orbitais atômicos e não 
especificamente do átomo de carbono. Uma vez que todos os átomos têm 
orbitais atômicos, teoricamente podemos hibridizar qualquer átomo. 
Um arranjo tetraédrico de átomos em torno de um átomo central pode 
ser racionalizado pela descrição de um átomo central com hibridização sp3. 
As três primeiras moléculas(a,b,c) da Figura 4-7 possuem estruturas 
tetraédricas, e em cada caso o átomo central pode ser considerado 
hibridizado sp3. 
(FIGURA 4-7) 
Figura 4-7 - Estruturas do ânion boroidreto, metano, ânion 
amônio e borano.
Cada uma destas três moléculas possui um átomo central (B,C ou N) 
fazendo quatro ligações sigma ( ) equivalentes. Todas têm o mesmo 
número de elétrons ligantes, e são chamadas de ISOELETRÔNICAS. 
O boro, o carbono e o nitrogênio são átomos que se encontram 
seguidamente na tabela periódica, de tal forma que cada núcleo tem um 
próton a mais que o seu anterior: B tem 5, C tem 6 e N tem 7. Isto explica 
porque a carga sobre o átomo central varia.
Já o borano, BH3 (Figura 4-7d), tem três pares de elétrons ligantes. O 
átomo de boro central liga-se a apenas três outros átomos. Portanto, 
devemos descrevê-lo como sendo hibridizado sp2 com um orbital p vazio. 
Cada uma das ligações B-H é resultante da sobreposição de um orbital sp2
com o orbital 1s do hidrogênio. 
O borano é isoeletrônico com o cátion metila, CH3
+ (Figura 4-8) e, 
portanto, ambos são hibridizados sp2 e têm um orbital p vazio. 
(FIGURA 4-8) 
Figura 4-8 - Estruturas do borano, cátion metila, ânion metila, 
amônia e íon hidrônio.
O que ocorre com a amônia, NH3 (Figura 4-8)? A amônia não é 
isoeletrônica com o borano e com o cátion metila, Me+. Ela tem três ligações 
N-H, cada uma com dois elétrons, e o nitrogênio central tem um par de 
elétrons livres a mais. Neste caso, o nitrogênio será hibridizado sp3 e o par de 
elétrons livres do nitrogênio serão colocado em um orbital sp3, definindo 
uma geometria piramidal, próxima da tetraédrica, para a amônia.
Experimentalmente, os ângulos da ligação H-N-H foram 
determinados como sendo todos iguais a 107,3º, valor diferente dos 109,5º 
encontrado em geometrias tetraédricas. Desta forma, o nitrogênio da 
amônia não pode ser descrito como sendo hibridizado sp3 puro. 
FONTES DAS IMAGENS
1. http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hyb
rv18.swfResponsável: Prof. Jose Nunes da Silva Junior
Universidade Federal do Ceará - Instituto UFC Virtual