Ligação Covalente, Orbital Molecular e Teoria da Hibridação


A ligação covalente é estabelecida por um par de elétrons de spins opostos. Esses elétrons ocupam orbi­tais atômicos que, ao formarem a ligação, vão se unir formando um só, dito molecular. A diversidade dessas uniões tem como consequências os orbitais moleculares, que, conforme a quantidade e o posicionamento, defi­nem a geometria molecular.

Ligação Covalente

Orbital molecular ou ligação sigma (a)

Uma ligação sigma é formada pela interpenetração de dois orbitais atômicos que apresentam o mesmo eixo de alinhamento. Observe o exemplo da ligação entre o H(Z= l)eoF(Z = 9). H: Is1.

O H tem um elétron desemparelhado, portanto reali­za uma ligação covalente. F: Is22s22p5
O F tem um elétron desemparelhado, portanto reali­za uma ligação covalente.

Orbital molecular ou ligação pi (n)

Uma ligação pi é formada pela interpenetração de dois orbitais atômicos puros p que apresentam eixos de alinhamento paralelos. Observe o exemplo de forma­ção da dupla ligação na molécula de O2. O (Z – 8): Is22s22p4. O oxigênio tem dois elétrons desemparelhados, por­tanto realiza duas ligações covalentes. A figura a seguir mostra a formação da ligação sigma.

O berílio (Z = 4) seria estável, pois não apresenta nenhum elétron desemparelhado. Observe a sua distri­buição eletrônica nos orbitais. Be: Is22s2.

Hibridação sp3

Ocorre quando o carbono realiza quatro ligações sig­ma. Observe a figura a seguir. Nota-se que a primeira ligação é sempre sigma. Ou­tro fator importante de se perceber é que a ligação pi só ocorre entre orbitais p puros. Resume-se, então, da se­guinte maneira:

Quando o carbono realiza quatro ligações sigmas, elas apresentam o mesmo conteúdo energético. Admitin­do que haja um salto quântico de um elétron que está no subnível 2s para 2p, tem-se a tetravalência, mas não de mesma energia, afinal o subnível 2s é menos energético que 2p. Isso quer dizer que somente a excitação do elé­tron não explica as quatro ligações de mesma energia. Para poder explicá-las, a teoria mais aceita é a de que há a fusão de um orbital s com três orbitais p, formando quatro orbitais híbridos do tipo sp3. Observe o diagrama de energia com os quatro orbitais híbridos.

Teoria da hibridação ou hibridização

A teoria de hibridação foi elaborada para explicar a realidade de ligações de certos átomos, como o carbo­no, o boro e o berílio, que são os principais casos de hibridação. A teoria admite que esses átomos não usam orbitais puros para suas ligações sigma, mas a fusão de orbitais puros, produzindo um novo tipo: o híbrido.

O carbono (Z = 6), em termos reais, é tetravalente, ou seja, para atingir a estabilidade química, comparti­lha quatro elétrons em ligações covalentes. Mas, no estado fundamental – o de menor energia -, o carbono teoricamente é divalente, pois apresenta dois elétrons desemparelhados. Observe como se dá a distribuição nos orbitais. C: Is22s22p2.

Esses orbitais se situam no espaço de modo que haja o maior afastamento possível entre eles. A geometria que atende a essa exigência é a tetraédrica, em que os ângu­los entre os orbitais é de 109°28.

O boro (Z = 5) é monovalente, pois apresenta um elétron desemparelhado. Observe como ocorre a sua dis­tribuição nos orbitais.
B: Is22s22p’

Observação
O átomo de oxigênio na água e o átomo de nitrogênio na amónia (NHJ apresentam hibridação sp3).

Hibridação sp2

Ocorre quando o carbono e o boro realizam três li­gações sigmas. Observe a figura a seguir. A geometria dos orbitais é linear e o ângulo entre as ligações é de 180°.

Nesse caso, há a fusão de um orbital s com dois or­bitais do tipo p, formando três orbitais híbridos do tipo sp2. Observe o diagrama de energia com os três orbitais híbridos do carbono. A geometria dos orbitais é plana trigonal; o ângulo entre as ligações é de 120°.

Hibridação sp

Ocorre quando o carbono e o berílio realizam duas ligações sigmas. O átomo de Berílio (Z = 4) e o carbono – que tem duas duplas ligações ou uma tripla ligação – sofrem hi­bridação do tipo sp. Nesse caso, há a fusão de um orbi­tal s com um orbital do tipo p, formando dois orbitais híbridos do tipo sp. Observe o diagrama de energia com os dois orbitais híbridos do carbono.

Geometria molecular

A geometria de uma molécula é definida pela posi­ção dos núcleos dos átomos que a constituem. Quando a molécula é diatômica, sua geometria é sempre linear, não importando se são átomos do mesmo elemento ou de elementos distintos. No caso de moléculas com mais de três átomos, os núcleos se posicionam conforme a geometria das nuvens eletrônicas ao redor do átomo central. Essas nuvens ocupam, entre si, a posição de máximo afastamento possível.

Atenção!
Consideram-se nuvem eletrônica: simples liga­ção, dupla ligação, tripla ligação, ligação dativa e par de elétrons não compartilhado.
O quadro a seguir demonstra o número de nuvens ao redor do átomo central, o número de átomos ao redor do átomo central e a geometria da molécula.

NUVENS ELETRÔNICAS

As moléculas a seguir exemplificam a aplicação do quadro anterior.

A molécula apresenta duas nuvens ao redor do átomo central e dois átomos ligados ao átomo central. Portanto, sua geometria é linear.
A molécula apresenta quatro nuvens ao redor do átomo central e dois átomos ligados ao átomo central. Portanto, sua geometria é an­gular.
A molécula apresenta três nuvens eletrônicas ao redor do átomo cen­tral e três átomos ligados ao átomo central. Portanto, sua geometria é trigonal plana.
A molécula apresenta quatro nuvens eletrônicas ao redor do átomo central e três átomos ligados ao átomo central. Portanto, sua geome­tria é piramidal.
A molécula apresenta quatro nuvens eletrônicas ao redor do átomo central e quatro átomos ligados ao átomo central. Portanto, sua geo­metria é tetraédrica.