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Hibridação

Pauling (1931) introduziu o revolucionário conceito de hibridação. A redistribuição da energia de orbitais de átomos individuais para dar novos orbitais de energia equivalente é chamada hibridação. Os novos orbitais formados são conhecidos como orbitais híbridos.

Diferentes tipos de hibridação juntamente com orbitais e estruturas híbridas são dados abaixo:

Antes de discutir os exemplos, devemos mencionar aqui as regras de hibridação, que são as seguintes:

(i) Orbitais de um átomo central apenas sofreriam hibrodisatoína.

(ii) Os orbitais de nível de energia quase igual podem ser misturados para formar orbitais híbridos.

(iii) O número de orbitais atómicos misturados são sempre iguais ao número de orbitais híbridos.

(iv) Durante a hibridação, a mistura do número de orbitais é conforme a necessidade.

(v) Os orbitais híbridos são distribuídos no espaço e tendem para o mais distante.

(vi) As ligações híbridas são mais fortes do que as ligações não hibridizadas.

(vii) Se uma vez usado um orbital para construir um orbital híbrido já não está disponível para conter electrões na sua forma ‘pura’. s- e p- orbitais podem ser hibridizados de três maneiras, que são discutidas abaixo:

Sp- Hibridação: Em tal hibridação uma vez que s- e um p-orbital são misturados para formar duas orbitais sp-hybrid, tendo

Hybridisation

estrutura linear com ângulo de ligação $180^0$ . Por exemplo, na formação de $BeCl_2$ , primeiro o átomo do ser vem em estado excitado $(2s^1 2p^1)$ , depois hibridizado para formar dois orbitais esp-hibridos. Estes orbitais híbridos sobrepõem-se aos dois p-orbitais de dois átomos de cloro para formar $BeCl_2$ molécula. \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \frac-texto dfrac{\i1}{\i1}{\i1}dfrac{\i}{\i1}{\i1}{\i2p_y2p_z}

os outros exemplos são: $CO, CO_2, C_2H_2, HCN, CN^-, N^3_3$ etc.

Hybridisation

sp2-Hybridisation: Em tal hibridação um s- e tow p-orbitals são misturados em três $sp^2$ – orbitais híbridos, com estrutura triangular plana com ângulo de ligação $120^0$ . A formação de $BCl_3$ molécula é mostrada na página seguinte.

$\underset{\i}{B} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \frac{sp }-uparrow {disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2}\dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{}{2p_z} \\ Os outros exemplos são... CO^{2-}_3, SO_2, SO_3, C_2H_4$ etc

Hibridação

sp3-Hibridação: Em tal hibridação, um s- e três p-orbitais são misturados para formar quatro $sp^3$ – orbitais híbridos com estrutura tetraédrica com ângulo de ligação $109^0 28$ ‘, isto é, $109.5^0$ .a formação de $CH_4$ molécula é mostrada abaixo:

$\underset{\texto{\ estado excitado}}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \frac{sp^3-texto{híbrido}-uparrow}-texto{disation} sp^3 \dfrac{\uparrow}{sp^3}\dfrac{\uparrow}{sp^3} frac{\frac{\frac{\frac}{sp^3}$

Hybridisation >

Its outros exemplos são $C_2H_6, H_2H_3, NH^+_4, SO^{2-}_4, ClO^-_4$ etc.

Agora discutimos alguns outros exemplos interessantes:

Formação de moléculas de NH3 e H2O

Em $NH_2$ molécula de átomo de nitrogênio é $sp^3$ -hibridizado e um orbital híbrido contém dois elétrons. Agora três 1s- orbitais de três átomos de hidrogénio sobrepõem-se com três $sp^3$ orbitais híbridos para formar $Nh_3$ molécula. Embora o ângulo HNH deva ser $109,5^0$ , mas devido à presença de um ocupado $sp^3$ – orbital híbrido o ângulo diminui para $107,8^0$ . Assim, o ângulo de ligação em $NH_3$ molécula é $107.8^0$ .

$dfrac{\\frac{\frac=seta para cima}{2s}. \dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \dfrac{sp ^3-texto-hibrid-downarrow{sp^3}-uparrow \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} frac{\frac{\frac{\frac}{sp^3}$

Hibridação

Formação de moléculas de NH3 e H2O por hibridação sp2

Similiarmente em $H_2O$ molécula, o átomo de oxigênio é $sp^3$ – hibridizado e tem orbitais de reboque ocupados. \Fracracrac (linha descendente) (2p_x) \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{\uparrow}{2p_z} \frac{sp ^3 texto (hibrida-) \Seta abaixo, Seta acima. \dfrac{\uparrow}{sp^3} \dfrac{\uparrow}{sp^3} frac{\frac{\frac}{sp^3}

Formação das moléculas C2H4 e C2H2

Em $C_2H_4$ moléculas de átomos de carbono são $sp^2$ -hibridizados e um 2p-orbital permanece fora para hibridação. Isto forma ligações p-bond enquanto $sp^2$ – os orbitais híbridos formam ligações sigma- como mostrado abaixo:

$\underset{\i}{C} \dfrac{\uparrow}{2s}\dfrac{\uparrow}{2p_x} \dfrac{\uparrow}{2p_y} \dfrac{}{2p_z} \frac{sp }-uparrow {disation} sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} \dfrac{\uparrow}{sp^2} frac{\frac{\frac{\frac}{2p_z}$

Hibridação

Formação da molécula C2H4 por hibridação sp2

Simplesmente, em $C_2H_2$ molécula há hibridação sp e dois 2p-orbitais permanecem fora ou hibridação. Portanto, dois $\pi$ -bonds são formados em $C_2H_2$ como mostrado adiante:

Hibridação

Formação da molécula C2H2 por hibridação sp

$dsp^2$ – Aqui a mistura de $d_{x^2- y^2}, s, p_x {and} p_y$ orbital tem lugar para dar quatro novos $dsp^2$ orbitais híbridos.

A forma é plana quadrada.

Ex.

$^-2$

Principalmente para complexos com uma coordenação nº 4.

$sp^3d$ – Aqui mistura de $s, p_x, p_y, p_z \text{and} dz^2$ . Tem lugar para formar 5 novos híbridos que são $sp^3$ hibridizados. A forma é Trigonal bipiramidal.

Passos		$CH_4$	$SO_4$	$CO_2$	$NH_3$	> $H_2 O$	> $SO_4$	$NO_3$
	Não. de Valence Electrons	8	18	16	8	8	32	24
	No. de orbitais requeridos	4	2	2	3	2	4	3
	Requerido electrões para duplex/ octeto	8	16	16	6	4	32	24
	Não. de pares solitários de elétrons /2	0	1	0	1	2	0	0
	Não. de orbitais	4	3	2	4	4	4	3

$SP^2$

$SP^3$ $SP^3$ $SP^3$ $SP^2</td> </tr> <tr> <td width=$

Triangular

Tetraédrico Tetraédrico Tetraédrico Triangular

Angular

Piramidal Triangular Angular Tetraédrico Triangular

	Hibridação	$SP^3$	SP	Estrutura	Traédrico	Linear
	Geometria	Tetraédrico	Linear

E.g., $PCl_5, XeF_2, I^-_3$

$sp^3d^2$ – Aqui a mistura de $s, p_x, p_y, p_z, d_{z2}, d_{x^2- y^2}$ tem lugar para dar 6 novos $sp^3d^2$ orbitais ou híbridos hibridizados.

$texto{Forma} \to \text{Octahedral}$

Hybridisation

E.g., $SF_6, XeF_4$ etc.

Regras para o Cálculo de Hibridação

As seguintes regras são observadas para conhecer o tipo de hibridação num composto ou num ião.

(i) Calcular o número total de electrões de valência.

(ii) Calcular o número de duplex ou octeto.

$= \dfrac{\text{\textos{\textos de valência total de electrões}}{2}$

Or $\texto{Total valence electrons}{8}$

(iii) Número de pares solitários de electrões

$\texto{Número total de electrões} = \dfrac{-8 vezes texto (número de duplex) (2)$ (iv) NÃO. de orbital usado = Nº de duplex ou octeto + Nº de pares solitários de elétrons

(v) Se não houver par único de elétrons, então a geometria dos orbitais e moléculas é diferente.

Por exemplo, algumas moléculas e íons são considerados

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