Hibridização

Metano: hibridização sp ³

O composto orgânico mais simples é a molécula de metano, que contém um átomo de carbono. Sua camada de valência tem quatro elétrons, por isso é capaz de produzir quatro ligações, e em uma molécula de metano – com quatro átomos de hidrogênio. Inicialmente assumiu-se que devido ao uso de dois tipos de orbitais (2s e 2p) ao formar as ligações, o metano tem dois tipos diferentes de ligações CH. No entanto, pesquisas posteriores revelaram uma probabilidade muito alta de que, apesar dessas suposições, cada ligação CH existente no metano seja idêntica e espacialmente direcionada para os cantos de um tetraedro regular. Foi Linus Pauling quem respondeu à pergunta por que é assim. Ele provou matematicamente como a hibridação, que é misturar um orbital s com três orbitais p, é possível. Isso causa a formação de quatro orbitais atômicos equivalentes cuja geometria espacial tem a forma de um tetraedro. Este tipo de hibridização é chamado sp ³ . O mero termo “hibridização” explica logicamente como exatamente diferentes orbitais se misturam, mas não responde à pergunta por que tais transformações realmente ocorrem. No entanto, isso também pode ser explicado. Quando um orbital s hibrida, ele se mistura com três orbitais p, e os orbitais hibridizados resultantes não são arranjados simetricamente em relação ao núcleo. Isso ocorre porque o orbital sp ³ criado acaba tendo um loop menor e um loop maior. Este último, sendo muito maior, sobrepõe-se consideravelmente melhor com o orbital de outro átomo enquanto a ligação está sendo formada. Como resultado, os orbitais ou tal híbrido sp ³ criam ligações que são muito mais fortes em comparação com os orbitais s e p não hibridizados.

O mecanismo de hibridação sp ³

Os orbitais sp ³ apresentam uma assimetria que se relaciona com a equação de onda que define os orbitais p; consequentemente, os dois loops têm sinais opostos: mais e menos. Devido a essa característica e à sobreposição dos orbitais p e s, um dos loops dos orbitais p é aditivo, enquanto o outro é subtrativo com o orbital s. Como resultado, esses loops são adicionados ou subtraídos do orbital s, que forma um orbital hibridizado fortemente orientado em uma direção. Quando orbitais idênticos de um átomo de carbono, com hibridização sp ³ , se sobrepõem com orbitais 1s de quatro átomos de hidrogênio, as ligações CH resultantes são idênticas. No metano, sua energia de ligação é de 438 kJ/mol e seu comprimento é de até 1,10Å. Estes são valores característicos que são fixados para uma determinada ligação naquela molécula. Outra característica da geometria dessa molécula é o ângulo de ligação. Ele determina o ângulo formado entre duas ligações HCH consecutivas e é igual a exatamente 109,5 ^o . Nós o chamamos de ângulo tetraédrico.

Etano: hibridização sp ³

Outro composto que pode ser considerado da mesma forma é o etano, que contém uma ligação entre carbonos (CC). Os átomos de carbono existentes em sua estrutura se ligam como resultado da sobreposição de orbitais σ no híbrido sp ³ de cada um deles. Os outros três orbitais hibridizados de cada átomo de carbono se sobrepõem aos orbitais 1s dos átomos de hidrogênio. Isso cria seis ligações CH idênticas. Tais ligações são caracterizadas por uma energia de 420 kJ/mol. As ligações CC têm energia de 276 kJ/mol e comprimento de 1,54Å. Os ângulos formados em tal configuração são tetraédricos (109,5 ^o ).

Etileno: hibridização sp ²

O estado eletrônico mais comum para o carbono é a hibridação sp ³ , mas também existem outras variantes. A pesquisa revelou que no etileno, por exemplo, os átomos de carbono mostram uma quantidade apropriada de ligações somente se eles se ligam uns aos outros para compartilhar quatro elétrons. Então eles formam um vínculo duplo entre si. Outro fato é que o etileno tem uma estrutura plana, e os ângulos entre suas ligações são de 120 ^o . Isso ocorre porque, nesse caso, o orbital 2s se mistura com apenas dois dos três orbitais 2p existentes. O resultado é a presença de três orbitais hibridizados chamados sp ² . Existe também um orbital 2p, que não é hibridizado. Então a estrutura geométrica é a seguinte: três orbitais hibridizados estão localizados no mesmo plano, a 120 ^o um do outro, enquanto o orbital p não hibridizado é perpendicular ao plano sp ² .

O mecanismo de hibridação sp ²

Como resultado da sobreposição dos orbitais sp ² -sp ² , dois átomos de carbono com hibridação sp ² formam uma ligação σ. Os orbitais p não hibridizados dos átomos se sobrepõem lateralmente uns aos outros, o que causa a formação de uma ligação π. Em tal ligação, as áreas de densidade eletrônica estão presentes em ambos os lados da linha entre os núcleos, embora não diretamente entre eles. Tal configuração, que contém uma ligação σ do híbrido sp ² e uma ligação π de átomos não hibridizados, faz com que quatro elétrons sejam compartilhados por dois átomos de carbono, formando assim uma ligação dupla C=C. Portanto, a estrutura do etileno contém quatro átomos de hidrogênio, que formam uma ligação σ com quatro orbitais sp ² que permanecem após a formação da ligação dupla. A molécula tem uma geometria plana e os ângulos de ligação são de aproximadamente 120 ^o . Os valores específicos da ligação CH são o comprimento de 1,076Å e a energia de 444 kJ/mol. Como apenas dois elétrons são compartilhados, não quatro (ao contrário, por exemplo, da estrutura do etano), a dupla ligação C=C é mais curta e mais forte do que uma única ligação CC. Em etileno, tem 1,33Å de comprimento e 611 kJ/mol em energia. Com a teoria dos orbitais moleculares, também podemos observar que a combinação de dois orbitais p atômicos forma orbitais π moleculares ligantes e antiligantes. Um orbital ligante não possui um nó entre os núcleos devido à combinação aditiva do p-loop com o mesmo sinal algébrico. Pelo contrário, um orbital antiligante tem um nó entre os núcleos devido ao efeito subtrativo do loop com sinais algébricos diferentes. Em consequência, apenas o orbital molecular de ligação menos energético é preenchido.

Acetileno: hibridização sp

Outra possibilidade de ligação entre átomos de carbono é formando uma ligação tripla com seis elétrons sendo compartilhados. Para isso, precisamos introduzir outra hibridação orbital, chamada hibridização sp. Nesta configuração, o orbital 2s do átomo de carbono se mistura apenas com um único orbital p. Isso leva à formação de dois orbitais com hibridização sp e dois orbitais p. Os orbitais sp formam uma estrutura linear, e o ângulo entre eles é de 180 ^o ao longo do eixo x. Os outros orbitais p são perpendiculares aos outros eixos (y e z). Quando dois átomos de carbono com hibridização sp se sobrepõem, isso causa sobreposição frontal que leva à formação de uma forte ligação σ (tipo sp-sp). Além disso, ocorre sobreposição lateral de ambos os orbitais p _y – e p _z , que forma ligações π (tipo p _y -p _y ) e ligações π (tipo p _z -p _z ) nessa ordem particular. Como resultado, seis elétrons são compartilhados, formando uma ligação C≡C tripla. Os outros orbitais dos híbridos sp formam ligações σ com os átomos de hidrogênio. Devido à sua hibridização sp, o etino é uma molécula linear com ângulos de ligação HCC de 180 ^o . A ligação CH no acetileno tem o comprimento de 1,06Å e a energia de 552 kJ/mol. O comprimento dessa ligação é menor e sua energia é maior em comparação com as ligações simples e duplas. Esses valores são 1,20Å e 835 kJ/mol, respectivamente. É a ligação mais curta e mais forte que pode existir entre os átomos de carbono.

Hibridação de outros átomos

Os conceitos de três tipos de hibridação (sp, sp ² e sp ³ ) são aplicáveis não apenas em estruturas que contêm átomos de carbono. Outros elementos também podem ser descritos em moléculas com o uso de orbitais hibridizados.

1. A molécula de amônia (NH ₃ ) – o átomo de nitrogênio tem cinco elétrons de valência e produz três ligações atômicas, aproximando-se de um octeto. O ângulo de ligação HNH foi medido experimentalmente; é igual a 107,3 ^o , portanto está próximo do ângulo tetraédrico. Isso sugere que a amônia deve ser considerada no contexto de sp ³ O átomo de nitrogênio hibridiza com a formação de quatro orbitais sp ³ ; um deles tem dois elétrons não ligantes, enquanto cada outro orbital contém um elétron ligante. A sobreposição de orbitais hibridizados com orbitais 1s produz uma ligação σ com 1,008Å de comprimento e 449 kJ/mol de energia.
2. A molécula de água (H ₂ O) – o átomo de oxigênio também apresenta sp ³ Porém, contém seis elétrons de valência, portanto forma duas ligações atômicas, deixando dois pares de elétrons livres. O ângulo de ligação HOH na molécula é de 104,5 ^o , portanto também é semelhante ao ângulo tetraédrico, o que sugere hibridação. Qualquer valor desse ângulo que seja menor é provavelmente o resultado de até dois pares de elétrons livres, que se afastam. A ligação OH tem 0,958Å de comprimento e 498 kJ/mol em energia.
3. A molécula de fluoreto de boro (BF ₃ ) – o átomo de boro inclui três elétrons de valência, portanto, pode produzir apenas três ligações sem atingir um octeto. No entanto, os átomos existentes de flúor formam ligações BF com ele, dispostas espacialmente o mais longe possível umas das outras. O resultado é uma estrutura trigonal da molécula, e sp ² Cada um dos três átomos de flúor se liga a um orbital hibridizado do boro, deixando seu orbital p não preenchido.