Química Básica - Estrutura - Departamento de Química ...

por cada átomo de carbono para formar uma “ligação σsp 2 -sp 2 ” com o outro
carbono. Os demais orbitais híbridos sp 2 são utilizados pelos carbonos para
gerar as “ligações σsp 2 -s” com os átomos de H. O orbital 2p não hibridizado de
cada carbono pode ser empregado para formar uma ligação π entre os
carbonos.
Por outro lado, a combinação dos orbitais atômicos 2s e 2pz no etino leva
à formação de dois orbitais híbridos sp com um de 180 0 entre si também
ilustrados na Fig. 42. Esses dois orbitais se concentram ao longo do eixo
internuclear e permitem, através da sua superposição, explicar a formação da
ligação σsp-sp entre os átomos de carbono. Além disso, cada átomo de carbono
forma uma ligação σsp-s com cada H mediante a superposição frontal entre o
outro orbital híbrido “sp” do C com o orbital 1s do H. Finalmente, formam-se
duas ligações π entre os átomos de C em planos perpendiculares entre si e ao
eixo internuclear como resultado da superposição lateral dos dois orbitais 2px e
2py não hibridizados.
OBS.:
i. As hibridizações do carbono são muito importantes em Química Orgânica;
ii. Outras formas de hibridização, envolvendo também orbitais d podem ser
utilizadas para explicar outras geometrias moleculares (Fig. 43);
iii. A hibridização de “n” orbitais atômicos leva sempre à formação de “n”
orbitais híbridos. Por exemplo, a hibridização em sp 3 d 2 leva à formação de
seis orbitais híbridos equivalentes e orientados ao longo dos eixos de um
octaedro regular. Esta forma de hibridização é usada para explicar a
formação das ligações em moléculas de estrutura octaédrica, como é o caso
do SF6;
iv. Uma característica muito importante dos orbitais híbridos é que eles têm
uma amplitude pronunciada na direção do eixo internuclear. Isto significa
que eles tendem a penetrar muito nos outros orbitais quando ocorre a
superposição. Conseqüentemente, a força das ligações obtidas a partir
desses orbitais é MAIOR do que a força das ligações formadas através da
superposição de orbitais não hibridizados. Este aspecto constitui um dos
fatores responsáveis pelo retorno da energia gasta na formação dos orbitais
híbridos.
Modelo de Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (RPECV)
O emprego do modelo RPECV (vesper) para explicar a estrutura molecular
é bastante simples, pois não necessita do uso das teorias e modelos baseados na
Mecânica Quântica. Em outras palavras, é possível prever e explicar a geometria
de muitas moléculas de modo satisfatório sem fazer uso da noção de orbitais.
Para isso, basta se basear na lei de Coulomb e realizar os seguintes passos:
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