Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Hibridização e seus tipos


O fascinante conceito de hibridização desempenha um papel vital na compreensão da ligação química e da estrutura molecular. A hibridização é um modelo teórico que descreve o rearranjo de orbitais atômicos para formar novos orbitais híbridos adequados para o emparelhamento de elétrons para formar ligações químicas, geralmente ligações covalentes. Vamos mergulhar mais fundo no conceito de hibridização, explorar seus tipos e entender como ela ajuda a prever a geometria das moléculas.

O que é hibridização?

A hibridização é o processo de combinar orbitais atômicos em novos orbitais chamados orbitais híbridos. Este conceito foi introduzido para explicar a estrutura de moléculas como o metano (CH4), que não podiam ser explicadas satisfatoriamente usando as noções existentes de estrutura atômica. Os orbitais híbridos são degenerados, o que significa que possuem o mesmo nível de energia, e compartilham características dos orbitais atômicos constituintes.

Por que a hibridização é importante?

A hibridização ajuda a explicar o seguinte:

  • Geometria molecular de compostos.
  • Ângulos de ligação em moléculas.
  • Estabilidade e força das ligações químicas.

Princípios básicos da hibridização

Existem vários princípios fundamentais sobre hibridização que precisam ser entendidos:

  1. Orbitais híbridos são formados pela mistura de orbitais atômicos localizados no mesmo átomo.
  2. O número de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos misturados.
  3. Os orbitais híbridos são orientados de modo a manter a máxima distância entre si e minimizar a repulsão dos pares de elétrons.

Tipos de hibridização

A hibridização pode resultar em diferentes geometrias e tipos de ligações. O tipo de hibridização depende do número e tipo de orbitais envolvidos na mistura. Aqui estão os principais tipos:

1. sp hibridização

Na hibridização sp, um orbital s e um orbital p combinam-se para formar dois orbitais híbridos sp equivalentes. Cada orbital é de 50% de caráter s e 50% de caráter p. Neste tipo, os orbitais estão orientados a 180 graus um do outro, formando uma geometria linear.

Exemplo: Acetileno (C2H2)

No acetileno, os átomos de carbono são hibridizados sp. Cada átomo de carbono forma dois orbitais hibridizados sp. Um deles forma uma ligação sigma com hidrogênio e o outro forma uma ligação sigma com o outro átomo de carbono. Os orbitais p não hibridizados sobrepõem-se para formar ligações pi, resultando em uma ligação tripla entre os átomos de carbono.

C - H : sp ≡ H - C : sp
H H SP SP

2. sp2 hibridização

Na hibridização sp2, um orbital s mistura-se com dois orbitais p, resultando na formação de três orbitais híbridos sp2 equivalentes. Esses orbitais estão dispostos em uma configuração triangular plana com um ângulo de 120° entre eles.

Exemplo: Etileno (C2H4)

No etileno, cada átomo de carbono está hibridizado sp2, e os orbitais hibridizados sp2 formam ligações sigma com hidrogênio e com o outro carbono. Os orbitais p não hibridizados sobrepõem-se para formar uma ligação pi, formando uma ligação dupla entre os átomos de carbono.

H - C = C - H sp2
H H sp2 sp2

3. sp3 hibridização

Na hibridização sp3, um orbital s mistura-se com três orbitais p, formando quatro orbitais híbridos sp3 equivalentes. Esses orbitais adotam uma forma tetraédrica com um ângulo de ligação de 109.5°.

Exemplo: metano (CH4)

No metano, o carbono está hibridizado sp3, com quatro orbitais híbridos sp3 formando ligações sigma com hidrogênio.

H - C - H sp3
H H H H

4. sp3d hibridização

Na hibridização sp3d, um orbital s, três orbitais p, e um orbital d combinam-se para formar cinco orbitais híbridos sp3d. Estes formam um arranjo trigonal bipiramidal.

Exemplo: Pentacloreto de fósforo (PCl5)

No pentacloreto de fósforo, o fósforo está hibridizado sp3d, e forma cinco ligações equivalentes com o cloro, formando uma forma trigonal bipiramidal.

P / |  Cl Cl Cl | | Cl Cl
Cloro Cloro Cloro Cloro Cloro Cloro

5. sp3d2 hibridização

Na hibridização sp3d2, um s, três p, e dois orbitais d combinam-se para formar seis orbitais híbridos equivalentes. Isto resulta em um arranjo octaédrico.

Exemplo: Hexafluoreto de enxofre (SF6)

No hexafluoreto de enxofre, o enxofre está hibridizado sp3d2. Ele forma seis ligações com flúor em uma forma octaédrica, com ângulos de ligação de 90°.

F | FSF | F  | / F
F F F F F F

Como determinar a hibridização?

Passo 1: Conte os elétrons de valência

Comece com o número de elétrons de valência no átomo central. Considere o efeito dos átomos circundantes e quaisquer cargas na molécula ou íon.

Passo 2: Determine a geometria molecular

Use a teoria VSEPR (repulsão de pares de elétrons da camada de valência) para prever a geometria da molécula. Isto ajuda a prever quantos orbitais híbridos são necessários.

Passo 3: Use o atalho de hibridização

As regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central podem ajudar a prever a hibridização. Aqui estão algumas diretrizes:

  • 2 áreas: sp
  • 3 regiões: sp2
  • 4 regiões: sp3
  • 5 regiões: sp3d
  • 6 regiões: sp3d2

Hibridização em diferentes compostos

Água (H2O)

A estrutura da água é curvada e seu ângulo de ligação é de 104.5°. O oxigênio na água está hibridizado sp3, com dois pares isolados e duas ligações simples com hidrogênio.

H - O - H sp3

Amônia (NH3)

O átomo de nitrogênio na amônia está hibridizado sp3. Ele forma três ligações sigma com hidrogênio e retém um par isolado, resultando em uma forma piramidal trigonal.

H - N - H | H

Trifluoreto de boro (BF3)

O trifluoreto de boro mostra hibridização sp2, em que o boro forma três ligações sigma com o flúor. Isso resulta em uma forma triangular plana com um ângulo de ligação de 120°.

F | BF | F

Importância da hibridização na química

A hibridização é um conceito importante para entender como as moléculas adotam certas formas e tipos de ligação, que afetam as propriedades físicas e químicas das reações químicas. Ofereceu um modelo coerente que correlacionava com dados experimentais, ajudando a prever estruturas moleculares e reatividade.

Embora a hibridização seja uma ferramenta teórica valiosa, é importante entender que ela simplifica demais a verdadeira natureza quântica dos elétrons nos átomos. No entanto, continua a ser um pilar na educação química para explicar a geometria molecular e as características de ligação.

Conclusão

A hibridização lançou as bases para entender como os átomos se combinam para formar moléculas com geometrias específicas. Ao misturar orbitais atômicos, a hibridização explica as formas, ângulos de ligação e padrões de ligação das moléculas, moldando, em última análise, o mundo da química.


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