Hibridização – Wikipédia, a enciclopédia livre

 Nota: Para outros significados, veja Híbrido.

Esta página cita fontes, mas que não cobrem todo o conteúdo. Ajude a inserir referências (Encontre fontes: ABW  • CAPES  • Google (notícias • livros • acadêmico)). (Outubro de 2011)

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.

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.

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.

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

${\displaystyle C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}}$

(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:

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{z}}}}$

O passo seguinte é a mistura ou soma dos orbitais, dando origem a orbitais de energia intermediária entre 2_s e 2_p, 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:

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}}$

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.

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, p_y) 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:

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$

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.

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,

${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$

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°.

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.

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:

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
AX6	Octaédrica
AX7	bipirâmide pentagonal

Referências

• Portal da química