O Conceito de Hibridização, Notas de estudo de Química Industrial

Baixe O Conceito de Hibridização e outras Notas de estudo em PDF para Química Industrial, somente na Docsity! O Conceito de HibridizaçãoQUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 28, MAIO 2008 24 Recebido em 10/10/06, aceito em 7/3/08 Joanna Maria Ramos, Antônio Orlando Izolani, Claudio Alberto Téllez e Maria Josefa Gomes dos Santos Discute-se no seguinte artigo as formas de apresentar o conceito de “hibridização” em diferentes textos de química geral de uso universitário. Conclui-se que nenhum dos exemplos é satisfatório, porquanto o enfoque é superficial e não explica as razões conceituais e experimentais que levaram à formulação de dito conceito. No artigo, apresentam-se os argumentos consistentes que conduzem à definição mais formal e completa do conceito de hibridização. orbitais atômicos, hibridização, modelo conceitual O Conceito de Hibridização Pelo fato de o conceito de hi-bridização ser apresentado em diferentes textos de ensino universitário com enfoques diferentes, incompleto e sem a profundidade ne- cessária para seu total entendimento – e muitas vezes com a aparência de mero recurso de memorização, usando um modelo atômico estático –, temos como objetivo na seguinte discussão sobre o conceito de hibri- dização apresentá-lo de forma mais abrangente, indicando os pontos controvertidos e/ou omissos nos textos universitários. O uso de recursos gráficos – tais como usar gaiolas em ordem, tantos quanto o número quântico principal indica para a camada eletrônica – conduz à apresentação de um modelo estático de átomo com elétrons orbi- tais (modelo de N. Bohr), resultando a hibridização numa mera acomodação do elétron numa outra posição dentro do esquema das gaiolas. A apresenta- ção do conceito dessa forma não está de acordo com o modelo mecânico- quântico, cuja característica principal é o dinamismo do sistema atômico. Os textos escolhidos para a aná- lise do conceito de hibridização são de uso comum nas universidades brasileiras. A escolha de outros textos de Química Geral não foi necessária, porquanto em todos eles se notou a mesma metodologia para a apresen- tação do conceito. Distribuição eletrônica A idéia do conceito de hibridização, que nos foi entregue pelos autores de grande parte dos textos de química geral, tem, como no caso do conceito de orbital, um abuso invocando fins didáticos que distorcem o verdadeiro sentido do conceito. Para ilustrar a idéia da distribuição eletrônica, veja- mos, por exemplo, os modelos de dia- gramas, tais como casas separadas acomodando dois elétrons em cada uma delas, seguindo os princípios de Hund e Pauli. No texto Introdução à Química Geral de Olhweiler (1978, p. 110), encontra-se o vício da simplifica- ção para articular o modelo de casas com elétrons como, por exemplo, para o oxigênio, a configuração eletrônica é: 1s2 2s2 2p4, no qual os quatro elétrons 2p podem distribuir-se aleatoriamente nos orbitais 2px, 2py e 2pz. O modelo apresentado por Ohlweiler (1978) é apresentado na Figura 1. Brady e Humiston (1994), no seu texto de Química Geral (p. 165), colo- ca a estrutura eletrônica da camada do oxigênio conforme a Figura 2. O mesmo diagrama é apresentado no texto de Química Geral Superior de Masterton e Slowinski (1990, p. 214). Ao compararmos o mesmo mo- delo apresentado por diferentes autores, podemos perguntar: já que cada orbital aceita dois elétrons com spins opostos, por que no átomo de oxigênio os elétrons não emparelha- Figura 1: Diagrama de flechas para preenchimento de elétrons nos orbitais s e p de acordo com Ohlweiler (1978). Figura 2: Diagrama de flechas para preenchimento de elétrons nos orbitais s e p de acordo com Brady e Humiston (1994). O Conceito de HibridizaçãoQUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 28, MAIO 2008 25 dos apresentam a distribuição dos spins opostos em posições distintas? E ainda, por que, no modelo apre- sentado por Olhweiler (1978), o par de elétrons compartilhado no orbital 2p cai no 2px? Por que não no 2py ou 2pz? Esses orbitais não são por acaso equivalentes no espaço? Existe alguma razão para a preferência pelo orbital 2px? Nos modelos de Brady e Humiston (1994) e naquele de Masterton e Slo- winski (1990), essa dificuldade é omitida, e podemos supor que os autores pensaram que cada um dos orbitais 2px, 2py e 2pz tem a mesma probabilidade de se- rem preenchidos de acordo a regra de Hund. Em princípio, podemos aceitar esse tipo de simplificação, mas de- vemos alertar o estudante da falha que eles trazem. Quando essas idéias são apresentadas de forma rígida, sem discussão, devemos pensar também que, além de não sabermos responder por que a diferença no posicionamento do spin dos elétrons entre uns e outros autores, não deve- mos considerar a ocupação no orbital 2px como o sítio preferencial para a ocupação dos elétrons nos orbitais p. Também devemos refletir que existe uma tendência no próprio modelo (tal como no modelo de Lewis) de manter os elétrons engaiolados, distorcendo assim a característica fundamental da sua dinâmica. Hibridização O conceito de hibridização foi explicado pelo professor Ohlweiler (1978, p. 110) no texto Introdução à Química Geral mostrando que o áto- mo de carbono é tetravelente, pois se encontra excitado, e por esse motivo deve transferir um dos seus elétrons para o orbital p vazio. Por sua vez o professor Pauling (1972, p. 246) intro- duz o conceito de hibridização mos- trando que ele é possível por meio da combinação linear entre os orbitais s e p do carbono de forma a obter ligações mais fortes que as ligações simples entre um orbital s e um orbital p, sem considerar a hibridização, e representa a hibridização sp3 como a combinação linear das funções de ondas dos orbitais (Equação 1). Ψ = a ϕs + b ϕpx + c ϕpy + d ϕpz Eq. 1 A ilustração de Masterton e Slowinski no seu texto de Quí- mica Geral (1990, p. 186) é: orbitais sp3. O fato de o átomo de carbono formar quatro ligações co- valentes poderá ser explicado considerando que, antes da reação, um dos elétrons 2s é promo- vido ao subnível 2p (Figura 3). Agora que o átomo de carbono tem quatro elétrons desemparelha- dos, ele pode formar quatro ligações covalentes, compartilhando elétrons com outros átomos (Figura 4) tais como os de hidrogênio. A versão de Bueno e colabora- dores (1981) no texto Química Geral (p. 125) é a seguinte: “por exemplo, o átomo de carbono tem a seguinte estrutura eletrônica: 1s2 2s2 2px 1 2py 1 2pz 0. Esta estrutura admite que o metileno (CH2) deveria ser estável, enquanto o metano (CH4) teria liga- ções CH com energias diferentes entre si. Estes fatos não ocorrem normalmente, mas, se um elétron do nível 2s é promovido ao nível 2p vazio, tem-se uma reorganização destes orbitais formando quatro orbitais de uma mesma energia”. A versão de Coulson (1953) no seu texto Valence (p. 237) é a seguinte: “o estado mais baixo do carbono é 1s2 2s2 2px 1 2py 1, o qual tem dois elétrons não compartilhados e é des- crito espectroscópicamente como um triplete 3P . Tal átomo de carbono seria divalente, com ângulo entre as ligações, semelhante ao ângulo encontrado na molécula de água. A única forma de obter a tetravalência é excitar o átomo, tomando um dos elétrons 2s e levando-o ao orbital 2pz totalmente vazio, para dar 1s2 2s2 2px 1 2py 1 2pz 1, temos então quatro elétrons não compartilhados, isto é, um estado 5S. A energia para tal excitação está ao redor de 96 Kcal/mol, existindo acordo entre o cálculo e o experimento”. Com esse tipo de excitação, con- seguimos quatro elétrons desempa- relhados, mas não obtemos quatro tipos de orbitais idênticos para cada elétron. Três deles são do tipo p e o outro é do tipo s. Já que os orbitais p possuem caráter direcional, e no orbi- tal s essa característica está ausente, obtemos um ângulo de 90° para as ligações p-p, e um ângulo de 125º, 14’ para as ligações s-p. Esse tipo de estrutura geométrica é incongruente para o caso particular do CH4. Experimentalmente tem-se demonstrado que, entre as quatro ligações do átomo central de carbo- no, existe um ângulo de 109º 28´. Esse tipo de evidência conduz a pensar em uma mistura dos orbitais p e s, criando o conceito de orbitais “híbridos”. No caso do metano, essa mistura inclui um orbital s e três orbi- tais p, denominando-se comumente hibridização sp3. Wiberg, no seu texto Physical Organic Chemistry (1964, p. 169), faz menção aos artigos de Pauling (1928; 1931) e de Slater (1931) e proporciona na discussão a mesma argumentação de Coulson (1953), acrescentada de um tratamento matemático mais rigoroso. Segundo Pauling e Slater, a natureza da ligação química observada no CH4 pode explicar-se supondo que os orbitais híbridos podem ser formados por O conceito de hibridização é apresentado muitas vezes com enfoques diferentes, incompleto e sem a profundidade necessária para seu total entendimento. Figura 3: Um dos elétrons 2s é promovido ao subnível 2p, de acordo com Masterton e Slowinsky (1990). Figura 4: Formação de quatro ligações covalentes compartilhando elétrons com outros átomos, de acordo com Masterton e Slowinsky (1990). As retas tracejadas indicam os elétrons fornecidos pelo hidrogênio.