Hibridização

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.
Disambig grey.svg Nota: Para outros significados, veja Híbrido.

Hibridização ou hibridação é o conceito de misturar orbitais atômicos em novos orbitais híbridos (com diferentes energias, formas etc. do que os orbitais atômicos do componente) adequados para o emparelhamento de elétrons para formar ligações químicas na teoria das ligações de valência. Orbitais híbridos são muito úteis na explicação da geometria molecular e propriedades de ligação atômica e são dispostos simetricamente no espaço. Segundo o modelo da Teoria de Ligação de Valência (TLV), as ligação covalentes são formadas pela sobreposição de orbitais atômicos semipreenchidos (com apenas um elétron). A hibridização explica a formação de algumas ligações que seriam impossíveis por aquela teoria, bem como a disposição geométrica de algumas moléculas.

História e usos[editar | editar código-fonte]

O químico Linus Pauling desenvolveu a teoria da hibridação em 1931 para explicar a estrutura de moléculas simples como o metano (CH4) usando orbitais atômicos.[1] Pauling apontou que um átomo de carbono forma quatro ligações usando um e três orbitais p, de modo que "pode ​​ser deduzido" que um átomo de carbono formaria três ligações em ângulos retos (usando orbitais p) e uma quarta ligação mais fraca usando o s orbital em alguma direção arbitrária. Na realidade, o metano possui quatro ligações de força equivalente separadas pelo ângulo de ligação tetraédrica de 109,5 °. Pauling explicou isso ao supor que, na presença de quatro átomos de hidrogênio, os orbitais s e p formam quatro combinações equivalentes ou orbitais híbridos, cada um indicado por sp3 para indicar sua composição, que são direcionadas ao longo das quatro ligações C-H. Esse conceito foi desenvolvido para sistemas químicos simples, mas a abordagem foi aplicada mais amplamente e hoje é considerada uma heurística eficaz para racionalizar as estruturas de compostos orgânicos. Ele fornece uma imagem orbital simples equivalente às estruturas de Lewis.

Hibridização do Carbono[editar | editar código-fonte]

O carbono é o elemento central da química orgânica e responsável pela complexidade das moléculas orgânicas,[2] pela variedade de ligações químicas e pela capacidade de formação de quatro ligações covalentes.[3]

A configuração eletrônica do carbono no estado fundamental é 1s2 2s2 2p2, e nesta configuração seriam possíveis apenas duas ligações covalentes, uma vez que existem apenas dois elétrons desemparelhados. Entretanto, a molécula de metileno (CH2) é extremamente reativa e não é estável. Para explicar a tetravalência do carbono, é usado o recurso da hibridização, "somando" as funções de onda dos orbitais 2s e 2p, resultando em orbitais híbridos.

Distribuição eletrônica do carbono.


Hibridização sp3[editar | editar código-fonte]

A construção da hibridização sp3 para o carbono se dá pela "promoção" e "mistura" dos orbitais 2s e 2p. Considerando o estado fundamental:

(Nota: O orbital 1s tem menos energia que o 2s, que por sua vez tem menos energia que os orbitais 2p)

Dessa forma, o carbono deveria realizar apenas duas ligações, ao que há apenas dois orbitais semipreenchidos. O primeiro passo para se entender o processo de hibridação, é excitar o átomo de carbono em questão, passando o elétron do orbital 2s para o 2p:

Distribuição eletrônica do carbono ativado.

O passo seguinte é a mistura ou soma dos orbitais, dando origem a orbitais de energia intermediária entre 2s e 2p, dando origem ao orbital sp3 (lido s-p-três), assim chamado por ser o resultado da fusão de um orbital s com três orbitais p. Portanto, tem-se:

Agora o átomo de carbono está pronto para se combinar com quatro ligantes, compartilhando os elétrons desemparelhados. As ligações formadas têm a geometria cilíndrica em relação ao eixo internuclear, e são chamadas de ligações s (sigma). A geometria cilíndrica permite a rotação dos átomos sem que a ligação seja rompida.


Hibridização sp2[editar | editar código-fonte]

A hibridação sp2 é considerada quando um dos orbitais p não é somado aos orbitais híbridos, o que acontece em moléculas como a de eteno (H2C=CH2), na qual há ligação dupla entre carbonos. Um dos orbitais (por exemplo, py) é mantido "puro", para a construção da ligação dupla com o outro carbono. Este recurso é utilizado porque os orbital p puro tem a geometria adequada para a sobreposição com outro orbital p com a mesma geometria do outro carbono.

Seguindo o esquema promoção - mistura, a distribuição eletrônica do carbono resultaria:

Com esta configuração, são formadas três ligações s e uma ligação p (pi), cuja geometria não é cilíndrica e a rotação em torno do eixo internuclear resulta na ruptura da ligação química.


Hibridização sp[editar | editar código-fonte]

A ligação química em compostos como alcinos com ligações triplas é explicada por hibridação sp. Nesse modelo, o orbital 2s é misturado com apenas um dos três orbitais p,


resultando em dois orbitais sp e dois orbitais p restantes. A ligação química no acetileno (etino) (C2H2) consiste na sobreposição sp-sp entre os dois átomos de carbono formando uma ligação σ e duas ligações π adicionais formadas pela sobreposição p-p. Cada carbono também se liga ao hidrogênio em uma sobreposição de σ s – sp em ângulos de 180 °.

Cada tipo de hibridização do carbono acarreta em uma diferente geometria ao redor do átomo do carbono, podendo esta ser tetraédrica (sp³), trigonal plana (sp²) ou linear (sp), possuindo assim um ângulo entre os ligantes de, respectivamente, 109°28', 120° ou 180°.

Acidez de compostos orgânicos e hidribidização[editar | editar código-fonte]

O percentual da contribuição do orbital s varia conforme a hidridização, para sp = 50 %, sp2 = 33 % e sp3 = 25% e esta variação é apontada como a causa da maior eletronegatividade dos orbitais sp em relação aos outros,[4] uma vez que os elétrons do orbitais s são mais atraídos pelo núcleo. Esta seria a causa para a maior acidez hidrogênios ligados a carbono sp, uma vez que a carga negativa formada após a saída do próton seria mais estável em alcinos do que em alcenos e alcanos.

tabela de pKa para hidrocarbonetos
função orgânica alcano alceno alcino
caráter s 25 33 50
pKa do hidrocarboneto 50 44 25


Quadro de hibridizações[editar | editar código-fonte]

Shapes of hybrid orbitals.svg

A hibridização tem sido utilizada para explicar a formação de compostos covalentes para outros elementos, além do carbono. Para metais de transição, estão disponíveis orbitais d para a hibridização, o que resulta em outras possibilidades, como sp2d, sp3d2, conforme a tabela abaixo:

Classificação Grupo principal/

Metal de transição

Metais de transição
hibridização spx hibridização sdx hibridização spxdy
AX2
  • Linear (180°)
  • hibridização sp (180°)
  • ex. CO2
AX3
  • Trigonal planar (120°)
  • hibridização sp2 (120°)
  • ex. BCl3
  • Pirâmide trigonal
  • hibridização sd2 (90°)
  • ex. CrO3
AX4
  • Tetraédrica (109,5°)
  • hibridização sp3 (109,5°)
  • ex. CCl4
  • Tetrahedral (109.5°)
  • hibridização sd3 (109,5°)
  • ex. TiCl4
  • quadrado planar (90°, 180°)
  • hibridização sp2d (180°)
  • ex. PtCl42−
AX6
  • trigonal prismático C3v
  • hibridização sd5 (63,4°, 116,6°)
  • ex., W(CH3)6
  • Octaédirco (90°, 180°)
  • hibridização sp3d2 (90°, 180°)
  • ex. Mo(CO)6

Acredita-se que ligações hipervalentes podem ser descritas como orbitais híbridos sp³d e sp³d² compostos de orbitais s, p, e d em níveis de energia mais altos. Entretanto, avanços no estudo de cálculos ab initio têm revelado que a contribuição dos orbitais d para a ligação hipervalente é demasiado pequena para descrever as propriedades das ligações, e essa descrição de orbitais híbridos é agora considerada como muito menos importante.[5][6] Essas moléculas usam ressonância.

Molécula hipervalente (Ressonância)
AX5 bipirâmide trigonal
Penta phos.svg
AX6 Octaédrica
Hexa sulf.svg
AX7 bipirâmide pentagonal
Hepta iodi.svg

Referências

  1. Pauling, Linus. (abril de 1931). «THE NATURE OF THE CHEMICAL BOND. APPLICATION OF RESULTS OBTAINED FROM THE QUANTUM MECHANICS AND FROM A THEORY OF PARAMAGNETIC SUSCEPTIBILITY TO THE STRUCTURE OF MOLECULES». Journal of the American Chemical Society (em inglês). 53 (4): 1367–1400. ISSN 0002-7863. doi:10.1021/ja01355a027 
  2. Lazzarotto, Márcio (2019). Química Orgânica Fundamental. [S.l.]: amazon 
  3. Bruice, Paula Yurkanis, 1941- (2001). Organic chemistry 3rd ed ed. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall. OCLC 44425438 
  4. "Acids and Bases". Orgo Made Simple
  5. Magnusson, E. (1990). "Hypercoordinate molecules of second-row elements: d functions or d orbitals?". J. Am. Chem. Soc. 112 (22): 7940–7951. doi:10.1021/ja00178a014
  6. David L. Cooper; Terry P. Cunningham; Joseph Gerratt; Peter B. Karadakov; Mario Raimondi (1994). "Chemical Bonding to Hypercoordinate Second-Row Atoms: d Orbital Participation versus Democracy". Journal of the American Chemical Society. 116 (10): 4414–4426. doi:10.1021/ja00089a033