O cientista americano L. Pauling apresentou a ideia de hibridização de orbitais atômicos. De acordo com essa ideia, se um átomo que entra em uma ligação química tem diferentes orbitais atômicos (AO) (s-, p-, d- ou f-AO), então a hibridização do AO ocorre durante a formação de uma ligação química. Aqueles. AOs idênticos (equivalentes) são formados a partir de AOs diferentes. Um átomo hibridiza orbitais que têm valores de energia próximos. A ideia de hibridização AO é um método conveniente e visual para descrever processos complexos que ocorrem durante a formação de compostos químicos. A forma da AO híbrida difere daquela da AO original (Fig. 4.3).
Arroz. 4.3 . Orbital híbrido sp atômico
Em um AO híbrido, a densidade de elétrons muda para um lado do núcleo. Quando um orbital híbrido interage com um OA de outro átomo, ocorre sobreposição na região de máxima densidade eletrônica, o que leva a um aumento da energia de ligação. Esse aumento na energia de ligação compensa a energia necessária para formar o orbital híbrido. Como resultado, as ligações químicas formadas pelos orbitais híbridos são mais fortes e a molécula resultante é mais estável.
Se um átomo entrar em uma ligação química, que possui um elétron s e um elétron p no nível de valência externo, então a hibridização sp de AO ocorre neste átomo no processo de formação da ligação (Fig. 4.4).
Arroz. 4.4.esquema de hibridização sp
Se um átomo entrando em uma ligação química tiver um elétron s e dois elétrons p na camada externa, além da hibridização sp, pode ocorrer a hibridização sp 2 do AO desse átomo (Fig. 4.5).
Arroz. 4.5 .
esquema de hibridização sp 2
Em um átomo que possui um elétron s e três elétrons p na camada externa, durante a interação química, além da hibridização sp e sp 2, pode ocorrer a hibridização sp 3 desses AOs (Fig. 4.6).
Arroz. 4.6 .
Esquema de hibridização Sp 3
Há também mais tipos complexos hibridização envolvendo d-orbitais de átomos (Tabela 4.3).
Como pode ser visto nas Figuras 4.4-4.6, as nuvens híbridas no espaço são dispostas simetricamente umas em relação às outras, o que reduz sua repulsão mútua e, conseqüentemente, reduz a energia das moléculas.
Tabela 4.3
Configuração espacial de algumas conexões
4.1.4.2. Formação de ligações σ, π e δ
Dependendo da direção da sobreposição das nuvens de elétrons, as ligações s, p e δ são formadas .
Uma ligação formada pela sobreposição de AO ao longo de uma linha que conecta os núcleos dos átomos em interação é chamada de ligação s. Uma ligação sigma pode ocorrer quando dois orbitais s se sobrepõem (Fig. 4.7), orbitais s e p, orbitais p entre si, orbitais d, bem como orbitais d e s, orbitais d e p , bem como sobreposição de orbitais híbridos com outros tipos de orbitais e entre si. Uma ligação sigma geralmente abrange dois átomos e não se estende além deles, por isso é uma ligação localizada de dois centros.
| s-s |  p-p |  p-s |
| sp n-s |  d-spn |  sp n-sp n |
Arroz. 4.7. Sobreposição de orbitais atômicos durante a formação de ligações σ
A ligação formada pela sobreposição de p- e d-AOs não híbridos em ambos os lados da linha que liga os núcleos de átomos (sobreposições laterais) é chamadaπ -comunicação. Uma ligação pi pode se formar quando os orbitais p-p se sobrepõem, os orbitais p-d se sobrepõem, d - d-orbitais (Fig. 4.8), bem como f-p-, f-d- e f-f-orbitais.
Arroz. 4.8.Sobreposição de orbitais atômicos durante a formação de ligações π
A ligação formada pela sobreposição de orbitais d com todos os quatro lóbulos é chamada de ligação δ(Fig. 4.9).
Consequentemente, os elementos s podem formar apenas ligações σ, elementos p - ligações σ e π, elementos d σ-, π- e ligações δ, e elementos f - σ-, π-, δ- e conexões ainda mais complexas. Devido à menor sobreposição de AO, a força das ligações π e δ é menor do que a das ligações σ.
Arroz. 4.9.A direção da sobreposição de orbitais d atômicos durante a formação de ligações δ
Química geral e BIOorgânica
(notas de aula)
Parte 2. Química orgânica
Para alunos do 1º ano da Faculdade de Medicina da especialidade "Odontologia"
Editora da Universidade da Amizade dos Povos da Rússia,
aprovado
Conselho Académico RIS
Universidade da Amizade dos Povos da Rússia
Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.
Química geral e bioorgânica (notas de aula). Parte 2. Química orgânica. Destina-se a alunos do 1º ano da Faculdade de Medicina da especialidade "Odontologia". Moscou: Universidade RUDN, 2010. 108 p.
Resumos de palestras lidas para alunos do 1º ano da Faculdade de Medicina, especialidade "Odontologia". Compilado de acordo com o programa do curso "Química Geral e Bioorgânica".
Preparado no Departamento de Química Geral.
© Kovalchukova O.V., Avramenko O.V.
© Editora da Universidade da Amizade dos Povos da Rússia, 2010
INTRODUÇÃO
A química bioorgânica é um ramo da química intimamente relacionado a disciplinas especiais das faculdades de medicina das universidades, como bioquímica, farmacologia, fisiologia, biologia molecular. É um campo da ciência que estuda a estrutura e os mecanismos de funcionamento das moléculas biologicamente ativas a partir das posições e ideias da química orgânica, que determina os padrões na relação entre a estrutura e a reatividade dos compostos orgânicos.
A atenção principal neste curso de palestras é dada à classificação de compostos orgânicos de acordo com a estrutura do esqueleto de carbono e a natureza dos grupos funcionais, as leis que conectam a estrutura química das moléculas orgânicas com a natureza de seus centros de reação, a relação da sua estrutura electrónica e espacial com os mecanismos das transformações químicas.
TEORIA DA ESTRUTURA QUÍMICA DE COMPOSTOS ORGÂNICOS
compostos orgânicos- são compostos de carbono (exceto os mais simples), nos quais apresenta valência IV.
Química orgânicaé a química dos hidrocarbonetos e seus derivados.
O átomo de carbono em compostos orgânicos está em um estado excitado e tem quatro elétrons desemparelhados:
6 C 1s 2 2s 2 2p 2 → 6 C* 1s 2 2s 1 2p 3
Um átomo de carbono excitado é capaz de:
1) formam ligações fortes com outros átomos de carbono, o que leva à formação de cadeias e ciclos;
2) devido a Vários tipos hibridação de orbitais para formar ligações simples, duplas e triplas entre átomos de carbono e com outros átomos (H, O, N, S, P, etc.);
3) combinam com quatro átomos diferentes, o que leva à formação de cadeias de carbono ramificadas.
Tipos de hibridização de átomos de carbono em compostos orgânicos
sp 3 - hibridização
Todos os quatro orbitais de valência participam da hibridização. Ângulo de valência 109 o 28 '(tetraedro). Os átomos de carbono formam apenas ligações simples (σ) - o composto é saturado.
sp 2 - hibridização
Três orbitais híbridos e um não híbrido são formados. Ângulo de valência 120 o (estruturas planas, triângulo regular). Orbitais híbridos formam ligações σ. Orbitais não híbridos formam ligações p. sp 2– A hibridização é típica para compostos insaturados com uma ligação p.
sp - hibridização
Dois orbitais híbridos e dois não híbridos são formados. Ângulo de valência 180 o (estruturas lineares). O átomo de carbono está no estado sp-a hibridização participa da formação de duas ligações duplas ou uma ligação tripla.
Teoria da estrutura dos compostos orgânicos formulado em 1861 por A.M. Butlerov e inclui as seguintes disposições:
1. Todos os átomos que compõem a molécula estão interligados em uma sequência estritamente definida de acordo com suas valências. A ordem na qual os átomos são combinados em uma molécula determina sua estrutura química .
2. As propriedades dos compostos orgânicos dependem não apenas da composição qualitativa e quantitativa das substâncias, mas também da ordem de sua combinação (a estrutura química da molécula).
3. Os átomos de uma molécula têm influência mútua uns sobre os outros, ou seja, as propriedades dos grupos de átomos em uma molécula podem mudar dependendo da natureza de outros átomos que compõem a molécula. Um grupo de átomos que define Propriedades quimicas moléculas orgânicas é chamado grupo funcional .
4. Cada composto orgânico possui apenas um Fórmula química. Conhecendo a fórmula química, você pode prever as propriedades do composto e, estudando suas propriedades na prática, pode estabelecer a fórmula química.
molécula orgânica
Tipos de esqueleto de carbono:
Acíclico:
· ramificado;
normal (linear).
Cíclica:
carbocíclico (um ciclo de apenas átomos de carbono);
heterocíclico (além dos átomos de carbono, o ciclo inclui alguns outros átomos - nitrogênio, oxigênio, enxofre).
Tipos de átomos de carbono em uma cadeia de hidrocarbonetos:
H 3 C-CH 2 -CH-C- CH 3
Átomos de carbono primários (ligados em uma cadeia com apenas um átomo de carbono, é terminal);
Átomo de carbono secundário (ligado a dois átomos de carbono adjacentes, localizados no meio da cadeia);
Átomo de carbono terciário (localizado na ramificação da cadeia carbônica, ligado a três átomos de carbono);
Átomo de carbono quaternário (não possui outros substituintes além dos átomos de carbono).
Grupo funcional- um grupo especial de átomos que determina as propriedades químicas dos compostos.
Exemplos grupos funcionais:
-ELE-grupo hidroxila (álcoois, fenóis);
C=O– grupo carbonila (cetonas, aldeídos);
A PARTIR DE- grupo carboxilo (ácidos carboxílicos);
-NH 2 - grupo amino (aminas);
-SH- grupo tiol (tioálcoois)
composto orgânico
| composto | propriedades | estrutura química |
Os átomos que compõem composto orgânico, podem se combinar em moléculas de maneiras diferentes. Por exemplo, um composto de composição C 2 H 6 O pode corresponder a dois compostos químicos com diferentes propriedades físicas e químicas:
Composto composto orgânico - número de átomos vários elementos incluídos em sua molécula. isômeros Compostos que têm a mesma composição, mas diferentes estruturas químicas. Os isômeros têm propriedades químicas diferentes.
Tipos de isomeria
ISOMERISMO ESTRUTURAL
Isomeria da cadeia carbônica:
Isomerismo da posição de ligações múltiplas:
Isomeria interclasse:
estereoisomerismo
Geométrico(espacial, cis-trans-isomerismo de compostos com ligações duplas):
 |  |
| cis-buteno-2 | transe-buteno-2 |
O isomerismo geométrico é possível se cada um dos átomos de carbono envolvidos na formação de uma ligação dupla tiver substituintes diferentes. Portanto, para buteno-1 CH 2 \u003d CH-CH 2 -CH 3, o isomerismo geométrico é impossível, pois um dos átomos de carbono na ligação dupla possui dois substituintes idênticos (átomos de hidrogênio).
Geométrico(espacial, cis-trans-isomerismo de compostos de limite cíclico):
O isomerismo geométrico é possível se pelo menos dois átomos de carbono que formam o ciclo tiverem substituintes diferentes.
óptico:
O isomerismo óptico é um tipo de estereoisomerismo devido à quiralidade das moléculas. Na natureza, existem compostos que se correlacionam como duas mãos de uma pessoa. Uma das propriedades desses compostos é sua incompatibilidade com sua imagem no espelho. Esta propriedade é chamada de quiralidade (do grego. « Com herdeiro"- mão).
A atividade óptica das moléculas é detectada quando elas são expostas à luz polarizada. Se um feixe de luz polarizado passar por uma solução de uma substância opticamente ativa, o plano de sua polarização girará. Isômeros ópticos são designados usando prefixos d-
No processo de determinação da forma geométrica de uma partícula química, é importante levar em consideração que pares de elétrons de valência do átomo principal, inclusive aqueles que não formam ligação química, estão a uma grande distância um do outro no espaço .
Ao considerar a questão da ligação química covalente, um conceito é freqüentemente usado como a hibridação de orbitais atômicos. Este termo está relacionado ao alinhamento de forma e energia. A hibridação de orbitais atômicos está associada ao processo quântico-químico de rearranjo. Os orbitais em comparação com os átomos iniciais têm uma estrutura diferente. A essência da hibridização reside no fato de que o elétron localizado próximo ao núcleo de um átomo ligado é determinado não por um orbital atômico específico, mas por sua combinação com um número quântico principal igual. Basicamente, esse processo diz respeito a orbitais atômicos de energia mais alta e próxima que possuem elétrons.
Os tipos de hibridação de átomos em moléculas dependem de como ocorre a orientação de novos orbitais. De acordo com o tipo de hibridização, pode-se determinar a geometria de um íon ou molécula, sugerir as características das propriedades químicas.
Este tipo de hibridização, como sp, é uma estrutura linear, o ângulo entre as ligações é de 180 graus. Um exemplo de molécula com uma variante de hibridização semelhante é BeCl 2 .
O próximo tipo de hibridação é sp 2 . As moléculas são caracterizadas por uma forma triangular, o ângulo entre as ligações é de 120 graus. Um exemplo típico de tal variante de hibridação é BCl 3 .
O tipo de hibridação sp 3 sugere uma estrutura tetraédrica da molécula, um exemplo típico de uma substância com esta variante de hibridização é a molécula de metano CH 4 . O ângulo de ligação neste caso é de 109 graus e 28 minutos.
Não apenas elétrons emparelhados, mas também pares de elétrons não separados estão diretamente envolvidos na hibridação.
Por exemplo, em uma molécula de água, existem duas ligações polares covalentes entre o átomo de oxigênio e os átomos de hidrogênio. Além disso, o próprio átomo de oxigênio possui dois pares de elétrons externos que não participam da criação de uma ligação química. Esses 4 pares de elétrons no espaço ocupam um determinado lugar ao redor do átomo de oxigênio. Como todos têm a mesma carga, eles se repelem no espaço, as nuvens de elétrons estão a uma distância significativa uma da outra. O tipo de hibridação dos átomos em uma determinada substância envolve uma mudança na forma dos orbitais atômicos, eles são esticados e alinhados aos vértices do tetraedro. Como resultado, a molécula de água adquire uma forma angular, o ângulo de ligação entre as ligações de oxigênio-hidrogênio é de 104,5 o.
Para prever o tipo de hibridização, pode-se usar o mecanismo doador-aceitador de formação de ligação química. Como resultado, os orbitais livres de um elemento com eletronegatividade mais baixa se sobrepõem, assim como os orbitais de um elemento com maior negatividade elétrica, no qual está localizado um par de elétrons. No processo de compilação da configuração eletrônica de um átomo, seu estado de oxidação é levado em consideração.
Para determinar o tipo de hibridização do carbono, algumas regras podem ser usadas:
A geometria da molécula é determinada pelo tipo de hibridação. Não é afetado pela presença de ligações pi. No caso de ligação adicional, é possível uma mudança no ângulo de ligação, o motivo é a repulsão mútua de elétrons formando uma ligação múltipla. Assim, na molécula de óxido nítrico (4) durante a hibridação sp 2, o ângulo de ligação aumenta de 120 graus para 134 graus.
Um par de elétrons não compartilhados afeta o momento dipolar resultante de toda a molécula. A amônia tem uma estrutura tetraédrica com um par de elétrons não compartilhados. A ionicidade das ligações nitrogênio-hidrogênio e nitrogênio-flúor são 15 e 19 por cento, os comprimentos são determinados em 101 e 137 pm, respectivamente. Assim, a molécula de fluoreto de nitrogênio deveria ter um momento dipolar maior, mas os resultados experimentais indicam o contrário.
Cada classe de hidrocarbonetos tem seu próprio tipo de hibridação. Assim, na formação de moléculas da classe dos alcanos (hidrocarbonetos saturados), todos os quatro elétrons do átomo de carbono formam orbitais híbridos. Quando se sobrepõem, formam-se 4 nuvens híbridas, alinhadas aos vértices do tetraedro. Além disso, seus topos se sobrepõem com orbitais s não híbridos de hidrogênio, formando uma ligação simples. Hidrocarbonetos saturados são caracterizados por hibridização sp 3.
Para alcenos insaturados (seus um típico representanteé etileno) apenas três orbitais de elétrons participam da hibridação - s e 2 p, três orbitais híbridos formam um triângulo no espaço. Os orbitais p não híbridos se sobrepõem, criando uma ligação múltipla na molécula. Esta classe de hidrocarbonetos orgânicos é caracterizada pelo estado híbrido sp 2 do átomo de carbono.
Os alcinos diferem da classe anterior de hidrocarbonetos porque apenas dois tipos de orbitais participam do processo de hibridação: s e p. Os dois elétrons p não híbridos restantes em cada átomo de carbono se sobrepõem em duas direções, formando duas ligações múltiplas. Esta aula hidrocarbonetos é caracterizada pelo estado sp-híbrido do átomo de carbono.
Determinando o tipo de hibridação em uma molécula, é possível explicar a estrutura de vários compostos inorgânicos e matéria orgânica, para prever as possíveis propriedades químicas de uma determinada substância.
O método de hibridização de orbitais atômicos parte da suposição de que durante a formação de uma molécula, em vez das nuvens atômicas e eletrônicas iniciais, são formadas nuvens eletrônicas "mistas" ou híbridas equivalentes que são alongadas em direção aos átomos vizinhos, devido a que sua sobreposição mais completa com as nuvens de elétrons desses átomos é alcançada. Tal deformação de nuvens de elétrons requer energia. Mas uma sobreposição mais completa das nuvens eletrônicas de valência leva à formação de uma ligação química mais forte e, consequentemente, a um ganho adicional de energia. Se esse ganho de energia for suficiente para mais do que compensar os custos de energia para a deformação das nuvens de elétrons atômicas iniciais, tal hibridização acaba levando a uma diminuição da energia potencial da molécula resultante e, conseqüentemente, a um aumento de sua estabilidade .
Considere, como exemplo de hibridização, a formação de uma molécula de fluoreto de berílio. Cada átomo de flúor nesta molécula tem um elétron desemparelhado.
que está envolvido na formação de uma ligação covalente. O átomo de berílio no estado não excitado não tem elétrons desemparelhados:
Portanto, para participar da formação de ligações químicas, o átomo de berílio deve entrar em um estado excitado:
O átomo excitado resultante possui dois elétrons não emparelhados: a nuvem eletrônica de um deles corresponde ao estado, o outro -. Quando essas nuvens de elétrons se sobrepõem às nuvens de elétrons p de dois átomos de flúor, podem se formar ligações covalentes (Fig. 38).
No entanto, como já mencionado, com o gasto de alguma energia, em vez dos orbitais s e p iniciais do átomo de berílio, podem ser formados dois orbitais híbridos equivalentes (-orbitais). A forma e a localização desses orbitais são mostradas na fig. 39, a partir da qual pode ser visto que os orbitais β híbridos são alongados em direções opostas.
A sobreposição das nuvens híbridas de elétrons do átomo de berílio com as nuvens de elétrons p dos átomos de flúor é mostrada na fig. 40.
Arroz. 38. Esquema de nuvens eletrônicas sobrepostas de átomos de flúor com nuvens eletrônicas de um átomo de berílio (para cada ligação separadamente) As áreas de nuvens eletrônicas sobrepostas estão sombreadas.
Arroz. 39. Forma (representação esquemática) e arranjo mútuo de nuvens híbridas de elétrons de um átomo de berílio (para cada orbital híbrido separadamente).
Arroz. 40. Esquema da formação de ligações químicas em uma molécula. Para simplificar a figura, as nuvens híbridas de elétrons do átomo de berílio são mostradas incompletas.
Devido à forma alongada dos orbitais híbridos, é alcançada uma sobreposição mais completa das nuvens de elétrons em interação, o que significa que ligações químicas mais fortes são formadas. A energia liberada durante a formação dessas ligações é maior que o consumo total de energia para a excitação do átomo de berílio e a hibridização de seus orbitais atômicos. Portanto, o processo de formação de uma molécula é energeticamente favorável.
O caso considerado de hibridação de um s- e um p-orbital, levando à formação de dois -orbitais, é chamado de -hibridização. Como mostrado na fig. 39, -orbitais são orientados em direções opostas, o que leva a uma estrutura linear da molécula. De fato, a molécula é linear e ambas as ligações nesta molécula são equivalentes em todos os aspectos.
Outros casos de hibridação de orbitais atômicos também são possíveis, mas o número de orbitais híbridos formados é sempre igual ao número total de orbitais atômicos iniciais envolvidos na hibridização. Assim, durante a hibridização de um s- e dois p-orbitais (-hibridização - lê-se "es-pe-dois"), três orbitais -equivalentes são formados. Neste caso, as nuvens híbridas de elétrons são dispostas em direções situadas no mesmo plano e orientadas em ângulos de 120° entre si (Fig. 41). Obviamente, este tipo de hibridação corresponde à formação de uma molécula triangular achatada.
Um exemplo de uma molécula em que ocorre a hibridização é a molécula de fluoreto de boro. Aqui, em vez dos originais um s- e dois p-orbitais do átomo de boro excitado
três orbitais equivalentes são formados. Portanto, a molécula é construída na forma de um triângulo regular, no centro do qual existe um átomo de boro e nos vértices existem átomos de flúor. Todas as três ligações em uma molécula são iguais.
Se um s- e três p-orbitais (-hibridização) participam da hibridação, então quatro orbitais híbridos são formados como resultado, alongados em direções aos vértices do tetraedro, ou seja, orientados em ângulos entre si (Fig. 42 ). Tal hibridização é realizada, por exemplo, em um átomo de carbono excitado durante a formação de uma molécula de metano.
Arroz. 41. Arranjo mútuo de nuvens híbridas de elétrons.
Arroz. 42. Arranjo mútuo de nuvens híbridas de elétrons.
Portanto, a molécula de metano tem a forma de um tetraedro e todas as quatro ligações dessa molécula são equivalentes.
Voltemos à consideração da estrutura da molécula de água. Quando é formado, ocorre a hibridização dos orbitais atômicos do oxigênio. É por isso que o ângulo de ligação HOH na molécula é próximo não, mas do ângulo tetraédrico. A pequena diferença entre este ângulo e 109,5° pode ser entendida se levarmos em conta o estado desigual das nuvens de elétrons que envolvem o átomo de oxigênio na molécula de água. De fato, em uma molécula de metano (I)
todos os oito elétrons que ocupam orbitais híbridos no átomo de carbono participam da formação de ligações covalentes. Isso causa uma distribuição simétrica de nuvens de elétrons em relação ao núcleo do átomo de carbono. Enquanto isso, na molécula, apenas quatro dos oito elétrons que ocupam os orbitais híbridos do átomo de oxigênio formam ligações, e dois pares de elétrons permanecem não compartilhados, ou seja, pertencem apenas ao átomo de oxigênio. Isso leva a alguma assimetria na distribuição de nuvens de elétrons ao redor do átomo de oxigênio e, como resultado, ao desvio do ângulo entre as ligações de .
Quando a molécula de amônia é formada, orbitais atômicos do átomo central (nitrogênio) também ocorrem. É por isso que o ângulo de ligação é próximo do tetraédrico. A pequena diferença entre este ângulo e 109,5° é explicada, como na molécula de água, pela assimetria na distribuição das nuvens de elétrons ao redor do núcleo do átomo de nitrogênio: de quatro pares de elétrons, três participam da formação das ligações N-H, e um permanece não compartilhado.
Como mostrado na Fig. 39, 41 e 42, as nuvens híbridas de elétrons são deslocadas em relação ao núcleo do átomo.
Portanto, o centro da carga elétrica do par de elétrons não compartilhados localizado no orbital híbrido não coincide com a posição do núcleo atômico, ou seja, com o centro da carga positiva presente no átomo. Essa mudança na carga do par de elétrons não compartilhados leva ao aparecimento de um momento de dipolo, o que contribui significativamente para o momento de dipolo total da molécula. Segue-se disso que a polaridade de uma molécula depende não apenas da polaridade das ligações individuais e suas posição relativa(ver § 40), mas também na presença de pares de elétrons não compartilhados em orbitais híbridos e no arranjo espacial desses orbitais.
Para elementos do terceiro período e subseqüentes, os orbitais - também podem participar da formação de nuvens híbridas de elétrons. O caso de hibridização é especialmente importante, quando um, três e dois orbitais participam da formação de orbitais híbridos. Nesse caso, são formados seis orbitais híbridos equivalentes, alongados nas direções em direção aos vértices do octaedro. A estrutura octaédrica da molécula, dos íons e de muitas outras é explicada pela hibridização dos orbitais atômicos do átomo central.
| Simples (σ) | Duplo (σ+π) | Triplo (σ + π + π) |
| С–С С–Н С–О H–Cl | C=O C=C O=O | С≡С С≡N N≡N |
Hibridação
Se um átomo está ligado a outros átomos pelas MESMAS LIGAÇÕES, mas orbitais estão envolvidos em sua formação tipo diferente, então o método de HIBRIDIZAÇÃO é usado.
Exemplo:A molécula CH 4 tem a forma de um tetraedro regular, no qual todas as 4 ligações têm o mesmo comprimento, força e estão nos mesmos ângulos entre si.
No entanto, o átomo de carbono tetravalente tem três orbitais p e um orbital s. Eles são diferentes em energia, forma e estão localizados de maneira diferente no espaço.
O conceito de HIBRIDIZAÇÃO é usado para explicar:
De quatro orbitais atômicos, 4 novos são formados,
híbrido orbitais que estão localizados no espaço À MÁXIMA DISTÂNCIA UM DO OUTRO. Este é um tetraedro regular, os ângulos entre as ligações são 109° 29'.
Como um s e três p-shells participam da formação de quatro ligações, esse tipo de hibridização é denotado sp 3
Dependendo do número e do tipo de orbitais que participam da hibridação, distinguem-se os seguintes tipos de hibridização:
1) hibridização sp. Há um orbital s e um orbital p. A molécula tem uma estrutura linear, o ângulo de ligação é 180 0 .
2) hibridização sp2. Um orbital s e dois orbitais p estão envolvidos. A molécula está localizada em um plano (as extremidades dos orbitais híbridos são direcionadas para os vértices de um triângulo equilátero), o ângulo de ligação é de 120 0 .
3) hibridação sp3. Um orbital s e três orbitais p estão envolvidos. A molécula tem uma forma tetraédrica, o ângulo de ligação é 109,28 0 .
Como determinar o tipo de hibridação?
1. Ligações Sigma e LON-SHARE ION PAIRS estão envolvidos na hibridização.
2. O número total de orbitais participantes de ligações sigma + pares de elétrons = o número de orbitais híbridos e determina o tipo de hibridização.
Exercício: determinar o tipo de hibridização do átomo de carbono na molécula de fosgênio.
O=C-Cl
1) o carbono forma 2 ligações simples (são ligações sigma) e uma ligação dupla (sigma + pi) Todos os 4 elétrons do carbono participam da formação dessas ligações.
2) assim, as ligações TRÊS SIGMA participarão da hibridização. isto sp2- hibridização, a molécula tem a forma triângulo plano. A ligação pi é perpendicular ao plano deste triângulo.
