Aula - Número Quântico & Hibridação

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Números Quânticos / Hibridação do Carbono Química Orgânica Prof. Alan Law

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Números Quânticos / Hibridação do Carbono

Química Orgânica

Prof. Alan Law

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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)

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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.

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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)

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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:

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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.

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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

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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.

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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):

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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.”

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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

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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.

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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“.

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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.

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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).

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Formação da molécula de Amônia – NH3

Distribuição eletrônicas: 1H : 1s1

Distribuição 7N : 1s2, 2s2, 2p3

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

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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.

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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.

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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

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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

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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

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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.

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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

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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.

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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.

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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.

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Exemplos CH4 (sp3)

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Exemplos C2H6 (sp3)

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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.

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Exemplo C2H4 (sp2)

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

ligação ou duas duplas ligações.

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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“.

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Exemplo Etino – C2H2 (”sp“)

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Exemplo Gás Carbônico – CO2

(sp)

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Em resumo:

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