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Hibridização sp²

Na hibridização sp² , um orbital s e dois orbitais p  hibridizam para formar três orbitais sp² , cada um deles composto por 33% de caráter s e 67% de caráterp . Este tipo de hibridização é necessário sempre que um átomo está rodeado por três grupos de elétrons. Versão original criada por Jay.

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Transcrição de vídeo

RKA4JL - Em vídeos passados, nós vimos que quando o carbono está ligado a quatro átomos, nós vamos ter um caso de hibridização sp³, que é caracterizada pela geometria tetraédrica e pelo ângulo de ligação em torno de 109,5 graus. Quando eu olho para os carbonos nos etanos (por exemplo, esse aqui) nós não vemos a mesma geometria molecular. Na verdade, nós vemos uma geometria plana, ou seja, você pode pensar em uma geometria plana de toda essa molécula aqui. Então você pode pensar nisso aqui como um plano e pode dizer que os ângulos de ligação aqui, aqui e aqui são de aproximadamente 120 graus, ou seja, de aproximadamente 120 graus e que este carbono que eu sublinhei faz ligações com três átomos, que são esse hidrogênio aqui, esse outro hidrogênio e esse carbono. Com isso nós vamos precisar de um outro tipo de hibridização para cada um dos carbonos. Então vamos começar com a nossa configuração eletrônica. Aqui no nosso estado excitado, temos quatro elétrons de valência de carbono que estão representados aqui um, dois, aqui três e quatro. No vídeo de hibridização sp³ nós pegamos os quatro orbitais e os combinamos. Isso para fazer quatro orbitais híbridos sp³. Nesse caso nós temos um carbono ligado a três átomos e só vamos precisar de três de nossos orbitais para promover o orbital s. Vamos promovê-lo para cima. Com isso, só vamos precisar de dois dos orbitais p. Vamos pegar um, dois. Então um orbital p e outro aqui. Isso vai fazer com que um de nossos orbitais p fique sem hibridização. Cada um desses orbitais vai ter um elétron, que eu vou colocar em cada um. Com isso, esse não vai ser mais um orbital s e vai passar a se chamar sp². Esse aqui também vai passar ser um orbital sp² e esse aqui também, um orbital sp². Ou seja, o orbital híbrido sp². Nós chamamos isso de hibridização sp² porque nós pegamos um orbital s e dois orbitais p, isso para formar os nossos novos orbitais híbridos. Então esse carbono tem hibridização sp² e a mesma coisa acontece com esse carbono aqui. E claro, observe que nós deixamos um orbital p aqui sem nenhuma modificação. Então nós temos um orbital p não hibridizado. Pensando na forma, nós estamos pegando um orbital s que tem uma forma esférica e estamos pegando dois orbitais p que têm uma forma de um halter, mais ou menos assim. Se nós pegarmos esses orbitais e hibridizá-los, podemos formar três orbitais híbridos sp², mais ou menos assim, com um lóbulo menor aqui. E novamente, quando desenhamos, nós ignoramos esse lóbulo aqui. Isso nos fornece os nossos orbitais híbridos sp². Em termos de porcentagem, nós temos um orbital s aqui que representa 33%, isso no nosso novo orbital híbrido. E em termos do orbital p, nós temos 67% de p. E claro, há uma maior porcentagem de s em orbitais híbridos sp² do que em orbitais híbridos sp³. Nós sabemos que a densidade eletrônica em um orbital s é mais próxima do núcleo. Isso nos leva a pensar que este lóbulo sendo um pouco mais curto, com a densidade eletrônica mais próxima do núcleo, isso vai ter um efeito sobre o tamanho das ligações, ou seja, as ligações que estamos formando. Vamos continuar e desenhar a molécula de etileno. Eu vou descer aqui. Nós temos um carbono aqui e temos um orbital híbrido sp² aqui, um outro orbital híbrido e outro orbital híbrido sp². Voltando aqui, nós podemos ver que cada um desses orbitais possui um elétron. Então eu posso marcar no meu desenho um elétron aqui, um aqui e outro aqui. Eu sei que cada um desses carbonos terá um orbital p não hibridizado, e também com um elétron, e aqui nós temos um orbital p não hibridizado com seu elétron, que também vou desenhar aqui. E cada um dos carbonos tinha hibridização sp² e eu vou desenhar a estrutura de pontos aqui novamente. A estrutura vai ter um carbono com uma ligação dupla e eu tenho os meus hidrogênios. Observe que o carbono da direita também tem hibridização sp². Nós podemos desenhar os orbitais hibridizados. Então eu tenho meu carbono e aqui um orbital. Nós também temos outro orbital aqui e outro aqui. Também podemos colocar os seus elétrons, um outro elétron aqui também, e também temos um orbital não hibridizado p, também com um elétron (e posso completar aqui), e eu também tenho hidrogênios, que são esses hidrogênios aqui. Eu posso colocar os hidrogênios no desenho e colocar um hidrogênio aqui com seu elétron de valência, outro hidrogênio aqui também com elétron de valência e outros dois hidrogênios desse lado direito, também com os seus elétrons. Como vimos, quando temos junção de orbitais, nós temos o que chamamos de ligações σ (sigma). Estou pintando essas sobreposições, ou junções. Então temos um total de cinco ligações σ em nossa molécula. Eu vou escrever isso: aqui vai ter cinco ligações σ. E se eu olhar na minha estrutura de pontos e contar, vou ter uma, duas, três, quatro, cinco, ou seja, uma dessas duas aqui é a minha ligação σ. E então orbitais nãohibridizados podem se sobrepor lado a lado, tanto em cima quanto embaixo também. Essa ligação lado a lado nós chamamos de ligação π (pi). Então eu vou colocar aqui "ligação π", ou seja, uma ligação π é uma ligação em que você tem uma sobreposição lado a lado, tanto aqui quanto aqui. Essa sobreposição impede uma rotação livre. Quando olhamos para o exemplo do etano, nós vimos que existe rotação em torno da ligação σ que conecta os dois carbonos. Mas por causa dessa ligação π, não vai existir uma rotação livre, ou seja, eu posso escrever aqui que vai ficar sem rotações livres. Isso por causa da ligação π. Quando olhamos para a estrutura de pontos, nós temos que ver que uma dessas ligações é a ligação π e eu vou dizer que é essa ligação aqui. Então, toda vez que tivermos uma ligação dupla nós temos uma ligação σ e uma ligação π. Então eu vou dizer que na molécula de etileno nós temos uma ligação π. Então uma ligação π. Se você estiver pensando na distância entre os dois carbonos, esse carbono aqui e esse (essa distância aqui), ela vai ser de aproximadamente 1,34 angstrom que é menor que a distância entre os dois carbonos da molécula de etano. E se você se lembra, a distância entre os carbonos na molécula de etano é de aproximadamente 1,54 angstrom, ou seja, uma ligação dupla é mais curta do que uma ligação simples. Uma boa forma de pensar nisso é ver o caráter mais acentuado do s. Isso significa que a densidade eletrônica está mais próxima do núcleo, o que faz com que esse lóbulo seja um pouco menor do que antes, e isso diminui essa distância aqui, ou seja, a distância entre os dois átomos de carbono. Vamos analisar de novo a estrutura de pontos para entender o conceito de número estérico novamente. Deixe-me redesenhar a nossa estrutura: nosso carbono e a nossa ligação dupla, outro carbono, temos também dois hidrogênios dos dois lados. Usando o conceito de número estérico, nós sabemos que o número estérico é a soma entre o número de ligações σ e o número de pares de elétrons livres. Então se eu fosse contar o número estérico para esse carbono aqui, nós teríamos um total de uma ligação σ, duas ligações σ e uma outra ligação σ que poderia ser essa que pintei. Mas claro, uma dessas duas aqui é uma ligação σ, então a outra é a ligação π. Se eu colocar isso aqui embaixo, nós temos um total de três ligações σ mais zero, porque nós não temos elétrons livres, ou seja, não temos pares de elétrons livres. 3 mais zero é igual a 3, então 3 é o nosso número estérico. Isso nos diz que precisamos de três orbitais híbridos. O que acabamos de ver neste vídeo é que nós temos três orbitais híbridos sp². Então toda vez que você chegar ao número estérico igual a três, é sempre bom pensar na hibridização sp², ou seja, um orbital s e dois orbitais p estão se hibridizando. Portanto, esse carbono aqui tem hibridização sp² e também esse aqui. Eu posso dizer que esse carbono aqui também tem hibridização sp². Vamos fazer outro exemplo. Vamos fazer um trifluoreto de boro. Nossa fórmula molecular é BF₃. Se fizer a estrutura de pontos, eu coloco o meu boro aqui no centro, coloco o primeiro flúor e seus elétrons para formar o octeto e vou fazer isso para cada flúor, para cada um. Então supondo que queira descobrir a hibridização desse boro, qual é o estágio de hibridização dele, ou seja, desse boro que estou colocando a seta? Para isso, nós vamos usar de novo o conceito de número estérico para encontrar a hibridização desse boro. Nós vamos usar o conceito número estérico e vou ter um total de uma, duas, três ligações σ. Então eu vou colocar 3 mais zero e isso é igual a 3. Zero porque eu não tenho par de elétrons no boro, ou seja, pares de elétrons livres, e o número estérico igual a três nos diz que o boro tem hibridização sp². Então esse boro vai ter três orbitais híbridos sp² e um orbital p, ou seja, um orbital p não hibridizado. Deixe-me desenhar isso para você ver melhor. Aqui nós temos o nosso boro com os seus átomos de fluor e também temos o nosso orbital não hibridizado. Quando você lida com boro, você tem que se lembrar que ele tem três elétron de valência, que é um a menos do que o carbono. Quando pensa nos orbitais sp² híbridos criados, você tem um orbital híbrido sp², tem outro orbital híbrido sp² e você tem outro orbital híbrido sp². E claro, você também tem um orbital não hibridizado p aqui em cima. Como o boro só tem três elétrons de valência, nós temos um elétron aqui, um outro aqui e um outro aqui e ele não tem nenhum elétron em seu orbital p não hibridizado. Quando olhamos para o nosso desenho, nós temos um orbital vazio. Com isso o boro pode aceitar um par de elétrons. Quando nós pensamos no seu comportamento químico, uma das coisas que o BF₃ pode fazer é que o boro aceite um par de elétrons, e isso funciona como um ácido de Lewis. Essa é uma forma de pensar em como a hibridização permite que você pense na estrutura de pontos e em algo que possa reagir. Então o boro acaba tendo hibridização sp². Portanto, esse boro tem hibridização sp². Nós também podemos falar da geometria da molécula. Podemos dizer que ela é plana. Então aqui você tem um plano. Nós chamamos isso de "planar trigonal". Deixe-me escrever para você que ela é planar trigonal. Com isso, nós podemos dizer que os ângulos de ligação valem 120 graus. Explicando isso, você tem aqui seu boro, tem as três ligações e pode imaginar um círculo aqui em volta dele. Se você pensar no círculo, ele tem 360 graus. Se você dividir isso por três, aqui e aqui também, você acaba ficando com 120 graus. No próximo vídeo nós vamos ver a hibridização sp.