Números Quânticos / Hibridação do Carbono

Química Orgânica

Prof. Alan Law

A natureza ondulatória do elétron.

Louis De Broglie Uma partícula em movimento apresenta características

ondulatórias. Assim sendo, o elétron, que é uma partícula em movimento ao redor do núcleo, apresenta um comportamento duplo, de partícula e de onda; daí dizer-se que a natureza do elétron é a de uma partícula-onda. ( elétron partícula-onda)

Princípio da Indeterminação ou da Incerteza

Heisenberg

“é impossível determinar simultaneamente a posição de um elétron e a sua velocidade num dado instante.”

É possível apenas prever a probabilidade de um elétron estar em um dado lugar dentro do átomo.

Bases da Mecânica QuânticaSchrödinger

Desenvolveu expressões matemáticas complexas, denominadas equações de onda, as quais determinam a probabilidade de um elétron se encontrar em qualquer região que se especifique, Daí surgiu o conceito de orbital.

“Orbital é a região onde há grande probabilidade de o elétron ser encontrado.” (s, p, d e f)

Os números quânticos Os elétrons de um átomo encontram-se em diferentes situações

energéticas. Sendo definida por quatro estados energéticos.a) Principal (n); b) secundário ou azimutal (ℓ)c) magnético (m ou mℓ) d) spin (S ou ms)

a) Número Quântico Principal (n) designa qual o nível de energia ou camada do elétron. Teoricamente, “n” pode assumir valores de 1 a +∞. Na prática, o “n” assume de 1 a 7.

Nível (ou camada) K L M N O P Q

no quântico Principal (n) 1 2 3 4 5 6 7

no máximo de elétrons 2 8 18 32 32 18 2

Energia aumenta“n” especifica aproximadamente a posição e a energia do elétron. – “n” é

primariamente responsável na determinação do tamanho do orbital ocupado pelo elétron.

Orbital 1s: Orbital 2s:

b) Número Quântico Secundário ou Azimutal (ℓ) Os níveis de energia subdividem-se em subníveis. Nos átomos

podem ocorrer quatro subníveis denominados s, p, d e f.

Subnível s p d f

no quântico Secundário (ℓ) 0 1 2 3

no máximo de elétrons 2 6 10 14

Energia aumenta

a) A energia de um elétron é determinada não só pelo valor de “n”, mas também pelo valor de “ℓ”.

b) O número quântico secundário indica também a forma do orbital. Assim:

orbital com ℓ=0 é orbital “s”, esférico;

orbital com ℓ=1 é orbital “p”, em duplo-ovóide ou halteres.

c) Número Quântico Magnético (m ou mℓ) Os subníveis de energia subdividem-se em orbitais. O número

quântico magnético relaciona-se com a quantidade de orbitais existentes em cada subnível.

Os valores assumidos pelo número quântico magnético (m) variam de acordo com a expressão:

-ℓ......................0....................

...+ℓA cada valor de “m” corresponde orbital. Esquematicamente teremos:

Subnível ℓ Valores de m No. De orbitais

spdf

0123

0-1, 0, +1

-2, -1, 0, +1, +2-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

1357

Representando cada orbital por um quadrado e associando a cada um deles o número quântico magnético, teremos as seguintes representações gráficas dos subníveis:

Cada quadrado representa um orbital a qual corresponde a um valor do número quântico magnético.

d) Número Quântico Spin (S ou ms)

O número quântico spin relaciona-se ao movimento de rotação do elétron. Neste caso, teremos dois sentidos de rotação indicados pelos valores (ms: +½ e -½):

Para a resolução: Os elétrons, nos orbitais, serão representados por setas: ↑ ou ↓; O preenchimento de um subnível sempre inicia pelo orbital de menor número quântico

magnético (m); No estado normal (ou fundamental) do átomo, os elétrons tendem a ocupar os subníveis

de menor energia permitida;

Princípio da Exclusão de Pauli: “Num átomo, dois elétrons não podem apresentar os mesmos valores para seus quatro números quânticos.” – consequência: “num orbital encontram-se, no máximo, dois elétrons e eles possuem spins opostos.

Princípio da Máxima Multiplicidade (Regra de Hund): “No preenchimento de um subnível, enquanto todos os orbitais não receberem o 1º. elétron, nenhum deles receberá o 2º. elétron.”

Atividades:1) Quais são os números quânticos do elétron mais energético do átomo de Al

(Z=13)?

2) Quais são os valores do quatro números quânticos do elétron de valência do átomo Na (Z=11)?

3) Quais são os números quânticos dos dois elétrons de valência do átomo Mg(Z=12)?

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

n=3; ℓ=1; m=-1 ; spin= ±½

1s2, 2s2, 2p6, 3s1

n=3; ℓ=0; m=0 ; spin= ±½

1s2, 2s2, 2p6, 3s2

n=3; ℓ=0; m=0 ; spin=±½

Teoria da Interpenetração de Orbitais Cada par eletrônica de uma ligação é formado pela interpenetração de dois

orbitais atômicos semipreenchidos (orbitais com um elétron). Como resultado, tem-se a formação de um único orbital que pertence aos dois átomos de ligação, o orbital molecular.

O.A. com 1e- + O.A. com 1e- interpenetração O.M. com 2 elétrons

Ex.1: Formação da molécula: H2 (Z=1) : 1s1

Por orbitais: o par eletrônico de ligação é formado pela interpenetração dos orbitais ”s“.

Podemos conceituar orbitais molecular como a região mais provável para localizarmos o par eletrônico da ligação covalente.

Orbital Molecular SIGMA (σ)

Orbital molecular sigma é o orbital molecular obtido de uma ligação covalente feita através da interpenetração de dois orbitais situados em um mesmo eixo.

No caso do H2, há a formação de um orbital molecular do tipo σ (s–s),pois é o resultado da interpenetração de dois orbitais atômico ”s“.

Formação da molécula F2 (gás flúor) Distribuição eletrônica: 9F : 1s2 , 2s2 , 2p5

Por orbitais: o par eletrônica de ligação é formado pela interpenetração dos orbitais ”p“ semipreenchidos. No caso do F2

teremos uma ligação do tipo : σ (p–p). Na representação por orbitais, representamos apenas o orbital px, que

admitimos possuir apenas um elétron; foram omitidos os orbitais py e pz, que, possuindo dois elétrons cada um, já estão completos, não servindo, pois, para a ligação entre os átomos.

Formação da molécula de Gás Fluorídrico - HF Distribuição eletrônicas: 1H : 1s1

Distribuição 9F : 1s2, 2s2, 2p5

Por orbitais: o par eletrônico de ligação é formado pela interpenetração do orbital ”s“ do hidrogênio com o orbital ”p“ do flúor. Formando neste caso, ligação do tipo σ (s–p).

Formação da molécula de Amônia – NH3

Distribuição eletrônicas: 1H : 1s1

Distribuição 7N : 1s2, 2s2, 2p3

Resumidamente, temos 3 ligações do tipo σ (s–p).

Orbital Molecular PI (π) É o orbital molecular obtido na interpenetração lateral

de orbitais p situados em eixos paralelos. Para ocorrer a formação do orbital molecular π , é

necessário que entre os átomos já exista a ligação σ. Os orbitais p, situados em eixos paralelos, que formarão o orbital molecular π, tem que ser semipreenchidos.

Formação da molécula de Gás Nitrogênio – N2

Distribuição eletrônica 7N : 1s2, 2s2, 2p3

Por orbitais: os três pares eletrônicos de ligação serão formados pela interpenetração dos orbitais ”p“, semipreenchidos, dos átomos de nitrogênio.

Sendo assim, formam 1 ligação σ (p–p) e 2 ligações do tipo π.

Em resumo:

Ligação Representada por Tipo de Orbital Molecular

Simples A A σ

Dupla A B um σ e um πTripla A B um σ e dois π

Teoria de Hibridação de Orbitais A teoria de hibridação de orbitais, desenvolvida teoricamente por Linus Pauling,

tem por finalidade justificar o tipo e o número de ligações que um elemento efetua, fato que não é explicado pelo estado normal do átomo, bem como justificar a estrutura de várias moléculas não explicáveis pela simples interpenetração de orbitais atômicos puros.

Para a química: a hibridação consiste na ”fusão“ de dois ou mais orbitais atômicos originando novos orbitais – os orbitais híbridos.

Na hibridação podem interagir quaisquer orbitais atômicos, desde que tenham, aproximadamente, a mesma energia. Sendo que a hibridação ocorre somente na última camada dos átomos. Para o nosso caso, estudaremos a ”fusão“ entre s e p.

O número de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos que se ”fundem“.

Orbitais que se ”fundem“ no. De orbitais tipo

um ”s“ + um ”p“ 2 sp

um ”s“ + dois ”p“ 3 sp2

um ”s“ + três ”p“ 4 sp3

Orbitais híbridos

Hibridação ”sp“ do Berílio (Z=4) O átomo de Be é divalente. Para justificar este fato, ocorre

hibridação do tipo sp. Observe os três estados.

Estado 1 Estado 2 Estado 3

Formação da molécula de hidreto de berílio – BeH2

Para a formação da molécula BeH2, o átomo de Be utilizará orbitais ”sp“ semipreenchidos e os átomos de H utilizarão orbitais ”s“ semipreenchidos.

Hibridação ”sp2“ do Boro (Z=5)

O átomo de boro é trivalente e, para justificar este fato, ele sofrerá hibridação do tipo sp2.

Estado 1 Estado 2 Estado 3

Formação da molécula de trifluoreto de boro – BF3

Para a formação da molécula BF3, o átomo B utilizará orbitais ”sp2“ semipreenchidos e os átomos do flúor (Z=9), orbitais ”p“ semipreenchidos.

Hibridações do Carbono (Z=6) O carbono é um átomo especial; Na maioria dos compostos, o carbono é tetravalente e,

dependendo dos tipos de ligações por ele efetuados , poderá sofre hibridação sp3, sp2 ou sp.

Antes de sofrer qualquer uma dessas hibridações, o carbono passa por um estado ativado ou excitado, que é o mesmo para os três casos.

1º.Caso: Hibridação”sp3“ do C Ocorre em átomo de carbono que forma quatro simples

ligações. Partindo do estado excitado, ocorre”fusão“ do orbital 2s com

os três orbitais 2p, resultando quatro orbitais híbridos do tipo sp3.

Exemplos CH4 (sp3)

Exemplos C2H6 (sp3)

2º.Caso: Hibridação ”sp2

“do C Ocorre em átomo de carbono que forma uma dupla ligação.

Lembrando que numa dupla ligação entre dois átomos, uma ligação é do tipo sigma (σ) e a outra é do tipo pi (π), sendo que a ligação π é formado pela interpenetração lateral de orbitais ”p“ paralelos.

Exemplo C2H4 (sp2)

3º. Caso: Hibridação”sp“ do C Ocorre em átomo de carbono que forma uma tripla

ligação ou duas duplas ligações.

No espaço, os híbridos ”híbridos“ dispõem-se em linha, a 180º um do outro. Os orbitais ”p“ que não sofreram hibridação situam-se em eixos perpendiculares aquele que contém os híbridos ”sp“.

Exemplo Etino – C2H2 (”sp“)

Exemplo Gás Carbônico – CO2

(sp)

Em resumo: