Hibridização

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 semi-preenchidos (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 usosEditar

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 CarbonoEditar

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 2s 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 sp3Editar

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 semi-preenchidos. O primeiro passo para se entender o processo de hibridação, é excitar o átomo de carbono em questão, passando o elétron do orbital 2s parao 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 sp2Editar

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 spEditar

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 hidribidizaçãoEditar

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 hibridizaçõesEditar

A hibridização tem sido utilizada para explicar a formação de compostos covalentes para outros elementos, além do carbono. Para elementos da terceira fila da tabela periódica, estão disponíveis orbitais d para a hibridização, o que resulta em outras possibilidades, como sp3d, sp3d2, enquanto metais podem ter hibridização envolvendo apenas orbitais s e d, conforme a tabela abaixo:

Classificação Grupo principal/

Metal de transição

Metais de transição
hibridização spx hibridização spxdy 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−
AX5
  • bipirâmide trigonal
  • hibridização sp3d
  • ex. PF5
AX6
  • Octaédrica
  • hibridização sp3d2
  • ex. SF6
  • trigonal prismático C3v
  • hibridização sd5 (63,4°, 116,6°)
  • ex., W(CH3)6
  • Octaédirco (90°, 180°)
  • hibridização sp3d2 (90°, 180°)
  • ex. Mo(CO)6
AX7
  • bipirâmide Pentagonal
  • hibridização sp3d3 hybridisation
  • ex. IF7

Referências

  1. Pauling, Linus. (1931-04). «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  Verifique data em: |data= (ajuda)
  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