A expressão matemática conhecida como função de onda, ψ, contém informações sobre cada orbital e as propriedades ondulatórias dos eletrões em um átomo isolado. Quando os átomos estão ligados em uma molécula, as funções da onda combinam-se para produzir novas descrições matemáticas que têm formas diferentes. Este processo de combinação das funções de ondas para orbitais atómicas é chamado de hibridização e é matematicamente obtido pela combinação linear de orbitais atómicas. As orbitais novas resultantes são chamadas orbitais híbridas.

Compreensão da Hibridização de Orbitais Atómicas

As seguintes ideias são importantes para compreender a hibridização:

1. As orbitais híbridas não existem em átomos isolados. Elas são formadas apenas em átomos covalentemente ligados.
2. As orbitais híbridas têm formas e orientações muito diferentes das orbitais atómicas em átomos isolados.
3. Um conjunto de orbitais híbridas é gerado pela combinação de orbitais atómicas. O número de orbitais híbridas em um conjunto é igual ao número de orbitais atómicas que foram combinadas para produzir o conjunto.
4. Todas as orbitais em um conjunto de orbitais híbridas são equivalentes em forma e energia.
5. O tipo de orbitais híbridas formadas em um átomo ligado depende da geometria do par de eletrões, como previsto pela teoria da VSEPR.
6. As orbitais híbridas sobrepõem-se para formar ligações σ. As orbitais não hibridizadas sobrepõem-se para formar ligações π.

Nas secções seguintes, iremos discutir os tipos comuns de orbitais híbridas.

Hibridizaçãosp

O átomo de berílio em uma molécula de BeCl₂ gasosa é um exemplo de um átomo central sem pares solitários de eletrões em um arranjo linear de três átomos. Existem duas regiões de densidade de eletrões de valência na molécula de BeCl₂ que correspondem às duas ligações Be–Cl covalentes. Para acomodar estes dois domínios de eletrões, duas das quatro orbitais de valência do átomo Be irão misturar-se para produzir duas orbitais híbridas. Este processo de hibridização envolve a mistura da orbital de valência s com uma das orbitais de valência p para produzir duas orbitais híbridas sp equivalentes que são orientadas em uma geometria linear. O conjunto de orbitais sp parece semelhante em forma à orbital p original, mas há uma diferença importante. O número de orbitais atómicas combinadas sempre é igual ao número de orbitais híbridas formadas. A orbital p é uma orbital que pode conter até dois eletrões. O conjunto sp são duas orbitais equivalentes que estão a 180° uma da outra. Os dois eletrões que estavam originalmente na orbital s são agora distribuídos pelas duas orbitais sp, que estão semi-cheias. No BeCl₂ gasoso, estas orbitais híbridas semi-cheias sobrepõem-se com orbitais dos átomos de cloro para formar duas ligações σ idênticas.

Quando as orbitais atómicas hibridizam, os eletrões de valência ocupam as orbitais recém-criadas. O átomo de Be tinha dois eletrões de valência, de modo que cada uma das orbitais sp recebe um destes eletrões. Cada eletrão emparelha com o eletrão não emparelhado em um átomo de cloro quando uma orbital híbrida e uma orbital de cloro se sobrepõem durante a formação de ligações Be–Cl.

Qualquer átomo central rodeado por apenas duas regiões de densidade de eletrões de valência em uma molécula irá exibir hibridização sp. Outros exemplos incluem o átomo de mercúrio na molécula linear HgCl₂, o átomo de zinco em Zn(CH₃)₂, que contém um arranjo linear C–Zn–C, e os átomos de carbono em HCCH e CO2.

Hibridização sp²

As orbitais de valência de um átomo central rodeado por três regiões de densidade de eletrões consistem de um conjunto de três orbitais híbridas sp² e uma orbital p não hibridizada. Este arranjo resulta da hibridização sp², a mistura de uma obital s e duas orbitais p para produzir três orbitais híbridas idênticas orientadas em uma geometria trigonal plana.

A estrutura observada da molécula de borano, BH₃, sugere hibridização sp² para o boro neste composto. A molécula é trigonal plana, e o átomo de boro está envolvido em três ligações com átomos de hidrogénio. Os três eletrões de valência do átomo de boro nas três orbitais híbridas sp² são redistribuídos e cada eletrão de boro emparelha com um eletrão de hidrogénio quando as ligações B–H se formam.

Qualquer átomo central rodeado por três regiões de densidade de eletrões irá apresentar hibridização sp². Isto inclui moléculas com um par solitário no átomo central, como ClNO, ou moléculas com duas ligações simples e uma ligação dupla ligada ao átomo central, como em formaldeído, CH₂O, e eteno, H₂CCH₂.

Hibridização sp³

As orbitais de valência de um átomo rodeado por um arranjo tetraédrico de pares de ligação e pares solitários consistem em um conjunto de quatro orbitais híbridas sp³. Os híbridos resultam da mistura de uma orbital s e todas as três orbitais p, que produz quatro orbitais híbridas sp³ idênticas. Cada uma destes orbitais híbridas aponta para um canto diferente de um tetraedro.

Uma molécula de metano, CH₄, consiste de um átomo de carbono rodeado por quatro átomos de hidrogénio nos cantos de um tetraedro. O átomo de carbono no metano apresenta hibridização sp³. Os quatro eletrões de valência do átomo de carbono são distribuídos igualmente pelas orbitais híbridas e cada eletrão de carbono emparelha com um eletrão de hidrogénio quando as ligações C–H se formam.

Em uma molécula de metano, a orbital 1s de cada um dos quatro átomos de hidrogénio sobrepõe-se com uma das quatro orbitais sp³ do átomo de carbono para formar uma ligação sigma (σ). Isto resulta na formação de quatro fortes ligações covalentes equivalentes entre o átomo de carbono e cada um dos átomos de hidrogénio para produzir a molécula de metano, CH₄.

Uma orbital híbrida sp³ também pode conter um par solitário de eletrões. Por exemplo, o átomo de azoto em amoníaco está rodeado por três pares de ligação e um par solitário de eletrões direcionados para os quatro cantos de um tetraedro. O átomo de azoto é hibridizado em sp³ com uma orbital híbrida ocupada pelo par solitário.

A estrutura molecular da água é consistente com um arranjo tetraédrico de dois pares solitários e dois pares de ligação de eletrões. Assim, dizemos que o átomo de oxigénio é hibridizado em sp³, com duas das orbitais híbridas ocupadas por pares solitários e duas por pares de ligação. Uma vez que os pares solitários ocupam mais espaço do que os pares de ligação, as estruturas que contêm pares solitários têm ângulos de ligação ligeiramente distorcidos do ideal. As estruturas tetraédricas perfeitas têm ângulos de 109,5°, mas os ângulos observados em amoníaco (107,3°) e água (104,5°) são ligeiramente menores. Outros exemplos de hibridização sp3 incluem CCl₄, PCl₃, e NCl₃.

Este texto foi adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 8.2: Hybrid Atomic Orbitals.