ORBITAIS MOLECULARES
As ligações covalentes ocorrem por compartilhamento de elétrons em orbitais incompletos de átomos com tendência a ganhar elétrons - orbitais atômicos. Quando da formação do par eletrônico, dois átomos se aproximam e fundem seus orbitais atômicos, constituindo o orbital molecular, que poderá ser composto de dois orbitais atômicos do tipo s, dois do tipo p ou ainda, um s e um p.
Molécula de hidrogênio ($\text{H}_2$)
Nos orbitais, ocorre a interpenetração dos dois orbitais s (esféricos) incompletos, formando o orbital molecular (s-s). Esse tipo de ligação recebe o nome de sigma ($\sigma$).
Molécula de ácido clorídrico ($\text{HCl}$)
Nos orbitais, ocorre a interpenetração de um orbital atômico s com um p, formando o orbital molecular (s-p).
Molécula de gás cloro ($\text{Cl}_2$)
Na molécula de cloro ($\text{Cl}_2$), a interpenetração ocorre entre dois orbitais atômicos p em forma de halteres, formando o orbital molecular (p-p).
Molécula de oxigênio ($\text{O}_2$)
Na dupla ligação, dois orbitais p se interpenetram no mesmo eixo, formando uma ligação sigma; a outra é estabelecida entre orbitais p, paralelos, constituindo uma nuvem na ligação classificada como pi ($\pi$).
Molécula de nitrogênio ($\text{N}_2$)
Na ligação tripla, somente um par de elétrons se forma por interpenetração de orbitais no mesmo eixo (ligação sigma). Nos outros dois pares, ocorre interpenetração de orbitais em paralelo (ligações pi, $\pi$).
HIBRIDAÇÃO
Diamante e grafite são compostos de moléculas que se formam exclusivamente de carbono. A grande diferença está na geometria das moléculas e nas ligações químicas que o carbono faz. Essas diferenças explicam-se pela teoria da hibridação, segundo a qual o diamante apresenta átomos de carbono hibridizados na forma $\text{sp}^3$, e a grafite, na forma $\text{sp}^2$.
Alguns átomos são encontrados fazendo mais ligações covalentes do que permite seu número de orbitais semipreenchidos na camada de valência. Para explicar esse caso criou-se a teoria da hibridação ou mistura de orbitais.
Hibridação $\text{sp}^3$
Sabe-se que o carbono possui seis elétrons, assim distribuídos em seu estado fundamental:
Por apresentar dois orbitais semipreenchidos, o carbono só poderia fazer duas ligações covalentes. No caso do metano, $\text{CH}_4$, o carbono faz quatro ligações covalentes normais. Um elétron do subnível $2\text{s}$ é promovido ao subnível $2\text{p}$, o que constitui um estado ativado.
Após uma redistribuição de energia, o orbital $2\text{s}$, todos incompletos, formando quatro orbitais híbridos na forma $\text{sp}^3$.
Espacialmente, os quatro orbitais $\text{sp}^3$ dirigem-se para os vértices de um tetraedro formando ângulos de $109^\circ 28'$.
Outros elementos da família do carbono, como silício e germânio, formam moléculas como $\text{SiH}_4$, $\text{SiCl}_4$, $\text{GeH}_4$ e $\text{GeCl}_4$, por meio desse mesmo tipo de hibridação.
Os orbitais híbridos são diferentes dos orbitais originais s e p em energia, forma e orientação espacial, porém são iguais entre si.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode formar diferentes substâncias simples. O elemento carbono é encontrado na natureza sob diferentes formas: várias espécies de carvão, substâncias amorfas e duas estruturas cristalinas bem-definidas - o diamante (hibridação $\text{sp}^3$) e a grafite (hibridação $\text{sp}^2$). Tais formas denominam-se variedades alotrópicas do carbono.
Hibridação $\text{sp}^2$
Experimentalmente, sabe-se que a molécula do $\text{BH}_3$ apresenta três ligações, química e fisicamente iguais e, no entanto, o boro ($\text{B}$) encontra-se na família 3A. O boro, no estado fundamental, permite somente uma ligação covalente em seu orbital 2p.
Promovendo um elétron do subnível 2s para o 2p, obtém-se:
Hibridando os três orbitais incompletos, encontram-se três orbitais na forma $\text{sp}^2$, orientados em geometria trigonal plana, segundo ângulos de $120^\circ$.
Desse modo, é possível explicar as três ligações do boro, no caso com hidrogênios, em que o boro se estabiliza sem completar o octeto.
Hibridação $\text{sp}^2$ do carbono
O carbono apresenta esse tipo de hibridação ao formar dupla ligação. Tem-se, então, uma hibridação parcial, pois ocorre entre o elétron do orbital 2s e dois elétrons de dois orbitais 2p. Um orbital p permanece inalterado para formar a ligação $\pi$ (p puro).
Hibridação $\text{sp}$
Esse tipo de hibridação explica as ligações covalentes do berílio, como no hidreto de berílio ($\text{BeH}_2$).
Os orbitais híbridos sp estão orientados linearmente, formando ângulo de $180^\circ$.
Hibridação $\text{sp}$ do carbono
O carbono também apresenta hibridação sp quando faz tripla ligação ou duas duplas no mesmo carbono.
O ângulo entre os orbitais híbridos é de $180^\circ$; a geometria é linear.
A água é uma substância que apresenta ponto de ebulição bastante elevado em relação aos hidretos da família 6A. Tal fenômeno relaciona-se à geometria de sua molécula (angular). Essa geometria é explicada por meio da hibridação.
Hibridação $\text{sp}^3$ na água e na amônia
Água ($\text{H}_2\text{O}$) híbrida
A molécula de água pode apresentar-se na forma híbrida $\text{sp}^3$. A hibridação denomina-se especial, por não acontecer a passagem pelo átomo ativado.
O ângulo entre os hidrogênios corresponde a $104^\circ30'$, e a geometria é angular. Uma maneira de se explicar a ocorrência do ângulo anormal ($104^\circ30'$) em vez do previsto ($109^\circ28'$) nesse tipo de hibridação é a repulsão dos orbitais completos do oxigênio.
Amônia ($\text{NH}_3$) híbrida
A molécula de amônia pode ser explicada admitindo-se o nitrogênio hibridado na forma $\text{sp}^3$. Nesse caso, também não há passagem pelo estado ativado.
O ângulo entre os orbitais é de $107^\circ 18'$, com geometria piramidal.