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9.9: Estruturas de Lewis de Compostos Moleculares e Iões Poliatómicos
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Chemistry

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Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions
 
TRANSCRIÇÃO

9.9: Estruturas de Lewis de Compostos Moleculares e Iões Poliatómicos

Para desenhar estruturas Lewis para moléculas complicadas e iões moleculares, é útil seguir um procedimento passo a passo, conforme descrito:

  1. Determine o número total de eletrões de valência (camada exterior). Para catiões, subtraia um eletrão por cada carga positiva. Para aniões, adicione um eletrão por cada carga negativa.
  2. Desenhe uma estrutura de esqueleto da molécula ou do ião, organizando os átomos em torno de um átomo central. (Geralmente, o elemento menos eletronegativo deve ser colocado no centro.) Ligue cada átomo ao átomo central com uma única ligação (um par de eletrões).
  3. Distribua os eletrões restantes como pares solitários nos átomos terminais (excepto hidrogénio), completando um octeto em torno de cada átomo.
  4. Coloque todos os eletrões restantes no átomo central.
  5. Reorganize os eletrões dos átomos exteriores para fazer múltiplas ligações com o átomo central, de forma a obter octetos sempre que possível.

Por exemplo, considere SiH4, CHO2, NO+, e OF2 como exemplos para os quais esta diretriz geral pode ser aplicada para determinar as suas estruturas de Lewis.

  1. Determine o número total de eletrões de valência (camada exterior) na molécula ou no ião. 

Para uma molécula como SiH4, é adicionado o número de eletrões de valência em cada átomo da molécula: 

= [4 e valência/átomo Si × 1 átomo Si] + [ 1 e valência/átomo H × 4 átomos H] = 8 e valência

CHO2

Para um ião negativo, como  CHO2, os números de eletrões de valência nos átomos são adicionados ao número de cargas negativas no ião (é obtido um eletrão por cada carga negativa única):

= [4 e valência/átomo C × 1 átomo C] + [1 e valência/átomo H × 1 átomo H] + [6 e valência/átomo O × 2 átomos O] + [1 e adicional] = 18 e− valência

NO+

Para um ião positivo, como NO+, são adicionados os números de eletrões de valência nos átomos no ião, seguido da subtração do número de cargas positivas no ião (um eletrão é perdido por cada carga positiva única) do número total de eletrões de valência:

= [5 e valência/átomo N × 1 átomo N] + [6 e valência/átomo O × 1 átomo O] + [−1 e] = 10 e valência

OF2 

Sendo OF2 uma molécula neutra, o número de eletrões de valência é simplesmente adicionado:

= [6 e valência/átomo O × 1 átomo O] + [7 e valência/átomo F × 2 átomos F] = 20 e valência

  1. Desenhe uma estrutura de esqueleto da molécula ou do ião, organizando os átomos em torno de um átomo central e ligando cada átomo ao átomo central com uma única ligação (um par de eletrões). (Note que os iões são indicados com parênteses à volta da estrutura, e a carga iónica fora dos parênteses:)
    Figure1
    Nos casos em que vários arranjos de átomos são possíveis, como para CHO2, são usadas evidências experimentais para escolher o certo. No geral, os elementos menos eletronegativos têm maior probabilidade de serem átomos centrais. Em CHO2,  o átomo de carbono menos eletronegativo ocupa a posição central com os átomos de oxigénio e hidrogénio em torno dele. Outros exemplos incluem o P em POCl3, S em SO2, e Cl em  ClO4.  Uma excepção é que o hidrogénio quase nunca é um átomo central. Como o elemento mais electronegativo, o flúor também não pode ser um átomo central.
  2. Distribua os eletrões restantes como pares solitários nos átomos terminais (excepto hidrogénio) para completar as suas camadas de valência com um octeto de eletrões. (Sem eletrões restantes em SiH4, a sua estrutura permanece inalterada.)
    Figure2
  3. Coloque todos os eletrões restantes no átomo central. 
    • Para SiH4,  CHO2,  e NO+, não há eletrões restantes. Para OF2, dos 16 eletrões restantes, 12 estão colocados, deixando assim 4 eletrões para serem colocados no átomo central:
      Figure3
  4. Reorganize os eletrões dos átomos exteriores para fazer múltiplas ligações com o átomo central, para obter octetos sempre que possível. 
    • SiH4: Si já tem um octeto, então nada precisa ser feito. 
      Figure4
    • CHO2:  Os eletrões de valência estão distribuídos como pares solitários nos átomos de oxigénio, mas falta um octeto ao átomo de carbono. 
      Figure5
    • Assim, um par solitário de eletrões é doado de um do oxigénio para o átomo de carbono, formando uma ligação dupla. Dependendo do átomo de oxigénio que doou os eletrões, podem existir duas estruturas possíveis, também chamadas estruturas de ressonância. 
    • NO+: Para este ião, estão adicionados oito eletrões de valência, mas nenhum átomo tem um octeto. Não é possível adicionar eletrões adicionais, uma vez que os eletrões totais já estão a ser utilizados. Neste cenário, os eletrões devem ser movidos para formar múltiplas ligações. O átomo de azoto tem dois pares isolados de eletrões e o átomo de oxigénio tem um. 
      Figure6
    • Isto ainda não produz um octeto, pelo que outro par deve ser movido para formar uma ligação tripla.
       Figure7
    • Em OF2, nada muda, pois cada átomo já tem um octeto.
      Figure8

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Lewis Symbols and Structures.

 

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