Estrutura de Lewis em consite, como é feito, exemplos

O estrutura de Lewis é toda essa representação das ligações covalentes dentro de uma molécula ou um íon. Nele, esses elos e elétrons são representados por pontos ou longos traços, embora na maioria das vezes os pontos correspondam aos elétrons não compartilhados e aos traços às ligações covalentes.

Mas o que é uma ligação covalente? É o compartilhamento de um par de elétrons (ou pontos) entre quaisquer dois átomos da tabela periódica. Com esses diagramas, você pode esboçar muitos esqueletos para um determinado composto. Qual deles está correto dependerá das cargas formais e da natureza química dos próprios átomos.

Por Ben Mills [domínio público], de Wikimedia Commons

Na imagem acima, temos um exemplo do que é uma estrutura de Lewis. Neste caso, o composto representado é 2-bromopropano. Os pontos negros correspondentes aos elétrons podem ser apreciados, tanto os que participam dos vínculos quanto os que não são compartilhados (o único par logo acima do Br).

Se os pares de pontos ":" foram substituídos por um longo hífen "-", então o esqueleto de carbono do 2-bromopropano seria representado como: C-C-C. Por que, em vez do "quadro molecular" desenhado, não poderia ser C-H-H-C? A resposta está nas características eletrônicas de cada átomo.

Assim, como o hidrogênio tem apenas um elétron e um único orbital disponível para preenchimento, ele forma apenas uma ligação covalente. Portanto, nunca pode formar duas ligações (não confundir com ligações de hidrogênio). Por outro lado, a configuração eletrônica do átomo de carbono permite (e requer) a formação de quatro ligações covalentes.

Por essa razão, as estruturas de Lewis onde C e H intervêm devem ser coerentes e respeitar o que é governado por suas configurações eletrônicas. Desta forma, se o carbono tem mais de quatro ligações, ou mais de um hidrogênio, então o contorno pode ser descartado e um novo mais de acordo com a realidade pode ser iniciado.

É aqui que surge uma das principais razões ou desvantagens dessas estruturas, introduzida por Gilbert Newton Lewis em sua busca por representações moleculares fiéis aos dados experimentais: a estrutura molecular e as cargas formais.

Todos os compostos existentes podem ser representados por estruturas de Lewis, dando uma primeira aproximação de como a molécula ou íons poderiam ser.

Índice

1 Qual é a estrutura de Lewis?
2 Como isso é feito?
- 2.1 Aplicando a fórmula matemática
- 2.2 Onde colocar os átomos menos eletronegativos
- 2.3 Simetria e acusações formais
3 Limitações na regra do octeto
4 Exemplos de estruturas de Lewis
- 4.1 Iodo
- 4.2 Amônia
- 4,3 C2H6O
- 4,4 permanganato de iões
- 4,5 dicromato de íons
5 referências

Qual é a estrutura de Lewis?

É uma estrutura representativa de elétrons de valência e ligações covalentes em uma molécula ou íon que serve para obter uma idéia de sua estrutura molecular.

No entanto, essa estrutura não consegue prever alguns detalhes importantes, como a geometria molecular em relação a um átomo e seu ambiente (se for quadrado, trigonal, bipiramidal, etc.).

Além disso, nada diz sobre o que é a hibridização química de seus átomos, mas onde estão as ligações duplas ou triplas e se há ressonância na estrutura.

Com essa informação, pode-se argumentar sobre a reatividade de um composto, sua estabilidade, o como e o mecanismo que a molécula seguirá quando reagir.

Por esta razão as estruturas de Lewis nunca deixam de ser consideradas e são muito úteis, porque nelas as novas aprendizagens químicas podem ser condensadas.

Como se faz?

Para desenhar ou esboçar uma estrutura, fórmula ou diagrama de Lewis é essencial a fórmula química do composto. Sem isso você não pode nem saber quais são os átomos que compõem. Uma vez com ele, a tabela periódica é usada para localizar os grupos aos quais eles pertencem.

Por exemplo, se você tiver composto C₁₄O₂N₃ então devemos procurar os grupos onde o carbono, oxigênio e nitrogênio são. Isto feito, não importa qual seja o composto, o número de elétrons de valência permanece o mesmo, de modo que, mais cedo ou mais tarde, eles serão memorizados.

Assim, o carbono pertence ao grupo VAT, oxigênio ao grupo VIA e nitrogênio ao VA. O número do grupo é igual ao número de elétrons de valência (pontos). Todos eles têm em comum a tendência de completar o octeto da carapaça de valência.

Isso se aplica a todos os elementos não metálicos ou encontrados nos blocos s ou p da tabela periódica. No entanto, nem todos os elementos obedecem à regra do octeto. Casos particulares são os metais de transição, cujas estruturas são baseadas mais nas cargas formais e no número do grupo.

Aplicando a fórmula matemática

Sabendo a qual grupo os elementos pertencem e, portanto, o número de elétrons de valência disponíveis para formar ligações, prosseguimos com a seguinte fórmula, que é útil para desenhar as estruturas de Lewis:

C = N - D

Onde C significa elétrons compartilhados, isto é, aqueles que participam de ligações covalentes. Como cada elo é composto de dois elétrons, então C / 2 é igual ao número de elos (ou traços) que devem ser traçados.

N são os elétrons necessários, que deve ter o átomo em sua camada de valência para ser isoeletrônico ao gás nobre que o segue no mesmo período. Para todos os elementos além de H (já que requer dois elétrons para serem comparados com He), eles precisam de oito elétrons.

D são os elétrons disponíveis, que são determinados pelo grupo ou pelo número de elétrons de valência. Assim, como o Cl pertence ao grupo VIIA, ele deve estar rodeado por sete pontos negros ou elétrons, e tenha em mente que um par é necessário para formar um link.

Tendo os átomos, seus pontos e o número de ligações C / 2, uma estrutura de Lewis pode ser improvisada. Mas, além disso, é necessário ter uma noção de outras "regras".

Onde colocar os átomos menos eletronegativos

Os átomos menos eletronegativos da vasta maioria das estruturas ocupam os centros. Por esta razão, se você tiver um composto com átomos de P, O e F, P deve, portanto, ser colocado no centro da estrutura hipotética.

Além disso, é importante notar que os átomos de hidrogênio são geralmente ligados a átomos altamente eletronegativos. Se você tiver um composto Zn, H e O, o H irá ao lado do O e não com o Zn (Zn-O-H e não H-Zn-O). Existem exceções a essa regra, mas geralmente ocorre com átomos não metálicos.

Simetria e acusações formais

A natureza tem uma alta preferência por originar estruturas moleculares tão simétricas quanto possível. Isso ajuda a evitar a colocação de estruturas desordenadas, com os átomos dispostos de tal maneira que eles não obedecem a nenhum padrão aparente.

Por exemplo, para o composto C₂Um₃, onde A é um átomo fictício, a estrutura mais provável seria A-C-A-C-A. Observe a simetria de seus lados, ambos reflexos do outro.

As cargas formais também desempenham um papel importante ao desenhar as estruturas de Lewis, especialmente para os íons. Assim, os links podem ser adicionados ou removidos para que a carga formal de um átomo corresponda à carga total exibida. Este critério é muito útil para compostos de metais de transição.

Limitações na regra do octeto

Nem todas as regras são atendidas, o que não significa necessariamente que a estrutura esteja incorreta. Exemplos típicos disto são observados em muitos compostos onde estão envolvidos elementos do grupo IIIA (B, Al, Ga, In, Tl). Aqui, o trifluoreto de alumínio (AlF) é especificamente considerado₃).

Aplicando então a fórmula descrita acima, temos:

D = 1 × 3 (um átomo de alumínio) + 7 × 3 (três átomos de flúor) = 24 elétrons

Aqui, o 3 e o 7 são os respectivos grupos ou números de elétrons de valência disponíveis para o alumínio e o flúor. Então, considerando os elétrons necessários N:

N = 8 × 1 (um átomo de alumínio) + 8 × 3 (três átomos de flúor) = 32 elétrons

E, portanto, os elétrons compartilhados são:

C = N - D

C = 32 - 24 = 8 elétrons

C / 2 = 4 links

Como o alumínio é o átomo menos eletronegativo, ele deve ser colocado no centro e o flúor apenas forma uma ligação. Considerando isso, temos a estrutura de Lewis do AlF₃ (imagem superior) Os elétrons compartilhados são destacados com pontos verdes para distingui-los dos não compartilhados.

Embora os cálculos prevejam a existência de 4 ligações que devem ser formadas, o alumínio não possui elétrons suficientes e, além disso, não há um quarto átomo de flúor. Como resultado, o alumínio não está de acordo com a regra do octeto e este fato não é refletido nos cálculos.

Exemplos de estruturas de Lewis

Iodo

O iodo é um halogéneo e por isso pertence ao grupo VIIA. Ele tem então sete elétrons de valência, e essa simples molécula diatômica pode ser representada pela improvisação ou aplicação da fórmula:

D = 2 × 7 (dois átomos de iodo) = 14 elétrons

N = 2 × 8 = 16 elétrons

C = 16 - 14 = 2 elétrons

C / 2 = 1 link

A partir de 14 elétrons 2 participam da ligação covalente (pontos verdes e hífen), 12 permanecem como não compartilhados; e porque são dois átomos de iodo, 6 devem ser divididos para um deles (seus elétrons de valência). Nesta molécula, somente esta estrutura é possível, cuja geometria é linear.

Amônia

Qual é a estrutura de Lewis para a molécula de amônia? Como o nitrogênio é do grupo VA, ele tem cinco elétrons de valência e então:

D = 1 × 5 (um átomo de nitrogênio) + 1 × 3 (três átomos de hidrogênio) = 8 elétrons

N = 8 × 1 + 2 × 3 = 14 elétrons

C = 14 - 8 = 6 elétrons

C / 2 = 3 links

Desta vez, a fórmula é bem-sucedida com o número de links (três links verdes). A partir dos 8 elétrons disponíveis, 6 participam dos links, existe um par não compartilhado que está localizado acima do átomo de nitrogênio.

Essa estrutura diz tudo o que deve ser conhecido sobre a base de amônia.Aplicando o conhecimento de TEV e TRPEV, deduz-se que a geometria é tetraédrica distorcida pelo par livre de nitrogênio e que a hibridação é portanto sp³.

C₂H₆O

A fórmula corresponde a um composto orgânico. Antes de aplicar a fórmula, deve ser lembrado que os hidrogênios formam uma ligação simples, oxigênio dois, carbono quatro, e que a estrutura deve ser tão simétrica quanto possível. Procedendo como os exemplos anteriores, temos:

D = 6 × 1 (seis átomos de hidrogênio) + 6 × 1 (um átomo de oxigênio) + 4 × 2 (dois átomos de carbono) = 20 elétrons

N = 6 × 2 (seis átomos de hidrogênio) + 8 × 1 (um átomo de oxigênio) + 8 × 2 (dois átomos de carbono) = 36 elétrons

C = 36 - 20 = 16 elétrons

C / 2 = 8 links

O número de traços verdes corresponde aos 8 links calculados. A estrutura de Lewis proposta é a do etanol CH₃CH₂OH No entanto, também teria sido correto propor a estrutura do éter dimetilico CH₃OCH₃, que é ainda mais simétrico.

Qual dos dois é "mais" correto? Ambos são igualmente, desde que as estruturas emergiram como isômeros estruturais da mesma fórmula molecular C₂H₆O.

Permanganato Iónico

A situação é complicada quando se deseja fazer as estruturas de Lewis para compostos de metais de transição. O manganês pertence ao grupo VIIB, também, o elétron da carga negativa deve ser adicionado entre os elétrons disponíveis. Aplicando a fórmula que você tem:

D = 7 × 1 (um átomo de manganês) + 6 × 4 (quatro átomos de oxigênio) + 1 elétron por carga = 32 elétrons

N = 8 × 1 + 8 × 4 = 40 elétrons

C = 40 - 32 = 8 elétrons compartilhados

C / 2 = 4 links

No entanto, os metais de transição podem ter mais de oito elétrons de valência. Além disso, para o íon MnO₄^- exibir a carga negativa é necessário diminuir as cargas formais dos átomos de oxigênio. Como? Através das ligações duplas.

Se todos os links do MnO₄^- eram simples, as cargas formais dos oxigênios seriam iguais a -1. Como há quatro, a carga resultante seria -4 para o ânion, o que obviamente não é verdade. Quando as ligações duplas são formadas, é garantido que um único oxigênio tenha uma carga formal negativa, refletida no íon.

No íon permanganato, pode-se ver que há ressonância. Isto implica que a única ligação simples Mn-O é deslocalizada entre os quatro átomos de O.

Dicromato de íon

Finalmente, um caso semelhante ocorre com o íon dicromato (Cr₂O₇). O cromo pertence ao grupo VIB, então ele tem seis elétrons de valência. Aplicando a fórmula novamente:

D = 6 × 2 (dois átomos de cromo) + 6 × 7 (sete átomos de oxigênio) + 2 elétrons por carga bivalente = 56 elétrons

N = 8 × 2 + 8 × 7 = 72 elétrons

C = 72 - 56 = 16 elétrons compartilhados