1. Demostre as estruturas de Lewis para: \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{SH}_{2}, \mathrm{NH}_{3}, \mathrm{BF}_{3}. Indique sua geometria e polaridade.

Passo 1

O enunciado pede, para cada uma das moléculas \mathrm{CH_4},\\ \mathrm{SH_2},\\ \mathrm{NH_3},\\ \mathrm{BF_3}: (1) demonstrar a estrutura de Lewis; (2) indicar a geometria molecular; (3) indicar se a molécula é polar ou não.
Informações relevantes dadas (explicitamente ou implícitas): cada fórmula molecular fornece os átomos presentes e suas quantidades; espera-se que a estrutura de Lewis siga as regras usuais de valência e distribuição de elétrons. Não há imagens adicionais.

Passo 2

Explicação didática do método passo a passo que usarei para todas as moléculas (regras gerais que você precisa dominar antes de desenhar qualquer estrutura de Lewis):
  1. Contar os elétrons de valência: cada átomo contribui com um certo número de elétrons de sua camada de valência (por ex.: \mathrm{H}=1, \mathrm{C}=4, \mathrm{N}=5, \mathrm{O}=6, \mathrm{S}=6, \mathrm{B}=3, \mathrm{F}=7).
  2. Montar o esqueleto: geralmente o átomo menos eletronegativo é central (H nunca é central). Ligações iniciais são normalmente ligações simples (pares compartilhados). Cada ligação simples usa \,2 elétrons.
  3. Distribuir os elétrons restantes como pares isolados (lone pairs) primeiro nos átomos terminais para completar o octeto (ou duetos para H), depois no átomo central.
  4. Se algum átomo (além de B, Be ou elementos do 3º período com exceção) não tiver octeto, considerar ligar pares isolados formando duplas/triplas ligações. Para elementos do 3º período e além (como S, P, Cl) existe a possibilidade de expansões de octeto.
  5. Calcular cargas formais para verificar a melhor distribuição de elétrons. A carga formal de um átomo é: \text{CF} = \text{nº de elétrons de valência do átomo} - \big(\text{nº de elétrons não ligantes}\big) - \tfrac{1}{2}\big(\text{nº de elétrons em ligações}\big)ºéêáºéãºéçõ. Estruturas com menores cargas formais absolutas e cargas em átomos apropriados (mais eletronegativos carregando cargas negativas) são preferíveis.
  6. Para geometria e polaridade: usar o modelo VSEPR (repulsão entre pares eletrônicos da camada de valência):
    • Contar domínios eletrônicos (ligações simples, duplas, triplas contam cada uma como 1 domínio; cada lone pair conta como 1 domínio) ao redor do átomo central.
    • A geometria eletrônica resultante define a geometria molecular levando em conta se lone pairs alteram ângulos.
    • Polaridade: se a distribuição de ligações/radicais for simétrica e os vetores de dipolo das ligações se cancelarem, a molécula é apolar; caso contrário, é polar. Para avaliar dipolos parciais, considere eletronegatividades aproximadas (Pauling): \mathrm{H}\approx2{,}20, \mathrm{C}\approx2{,}55, \mathrm{N}\approx3{,}04, \mathrm{S}\approx2{,}58, \mathrm{B}\approx2{,}04, \mathrm{F}\approx3{,}98. Não precisa decorar esses valores com precisão, apenas o suficiente para perceber a direção do dipolo em cada ligação.
Agora aplico o procedimento a cada molécula, mostrando contas e raciocínio passo a passo.

Passo 3

  1. Elétrons de valência: \mathrm{C} contribui com 4 e cada \mathrm{H} com 1. Total = 4 + 4\times1 = 8 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: \mathrm{C} é o átomo central, quatro \mathrm{H} ao redor. Cada ligação \mathrm{C}-\mathrm{H} usa 2 elétrons. Com quatro ligações, usamos 4\times2=8 elétrons — todos os elétrons foram usados em ligações.
  3. Pares isolados: nenhum elétron restante para pares isolados. Resultado: carbono com quatro ligações simples; hidrogênios com dueto (cada H ligado a C tem 2 elétrons compartilhados, completando H). A fórmula esquemática da estrutura de Lewis é: \mathrm{H}-\mathrm{C}-\mathrm{H} com mais duas ligações para os H fora do plano (visualmente: C ligado a quatro H em uma configuração tetraédrica).
  4. Cargas formais: cada átomo tem CF =0 (C: 4-0-\tfrac{1}{2}\cdot8=0; cada H: 1-0-\tfrac{1}{2}\cdot2=0). Boa estrutura.
  5. Geometria (VSEPR): em torno do C há 4 domínios eletrônicos (quatro ligações simples) → geometria eletrônica tetraédrica; geometria molecular tetraédrica. Ângulo de ligação aproximado \,109{,}5^\circ.
  6. Polaridade: as quatro ligações C–H são praticamente pouco polares (diferença de eletronegatividade pequena) e dispostas de forma simétrica; vetores dipolo se cancelam → molécula apolar.

Passo 4

  1. Elétrons de valência: \mathrm{S} tem 6; cada \mathrm{H} tem 1. Total = 6 + 2\times1 = 8 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: \mathrm{S} central ligado a dois \mathrm{H}. Usamos 2 ligações simples \Rightarrow 2\times2=4 elétrons usados. Restam 8-4=4 elétrons que serão pares isolados. Colocamos esses 4 como dois pares isolados no enxofre. Assim enxofre fica com 2 ligações + 2 pares isolados = 8 elétrons ao seu redor (octeto completo). Cada H tem o dueto satisfeito pela ligação.
  3. Representação: S com duas ligações simples para H e dois pares isolados em S. Em notação descritiva: \mathrm{H}-\mathrm{S}(\!\bullet\!\bullet)(\!\bullet\!\bullet)-\mathrm{H} — os \!\bullet\!\bullet representam pares isolados no S.
  4. Carga formal: S: 6-4-\tfrac{1}{2}\cdot4 = 6-4-2=0. Cada H: 1-0-\tfrac{1}{2}\cdot2=0. Estrutura razoável.
  5. Geometria (VSEPR): em torno de S há 4 domínios eletrônicos (2 ligações + 2 pares isolados) → geometria eletrônica tetraédrica, mas com dois pares isolados a geometria molecular é “angular” ou “curvada” (bent). Espera-se ângulo de ligação menor que 109{,}5^\circ — experimentalmente em \mathrm{H_2S} o ângulo fica perto de \sim92^\circ (menor que em água, pois S é menos eletronegativo e pares isolados ocupam espaço similar).
  6. Polaridade: ligações S–H têm alguma diferença de eletronegatividade (S \approx2{,}58 vs H 2{,}20) gerando dipolos que não se cancelam por causa da geometria angular → molécula polar (momento dipolar não nulo).

Passo 5

  1. Elétrons de valência: \mathrm{N} tem 5; cada \mathrm{H} tem 1. Total = 5 + 3\times1 = 8 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: \mathrm{N} central ligado a três \mathrm{H}. Usamos 3 ligações → 3\times2=6 elétrons; restam 8-6=2 elétrons, que formam um par isolado no nitrogênio. Assim N tem três ligações e um lone pair (totalizando 8 elétrons ao redor).
  3. Representação: \mathrm{H}-\mathrm{N}(\!\bullet\!\bullet)-\mathrm{H} e mais uma ligação para outro H (três ligações no total). Em notação linear: N com três H ligados e um par isolado.
  4. Carga formal: N: 5-2-\tfrac{1}{2}\cdot6 = 5-2-3=0. Cada H: 1-0-\tfrac{1}{2}\cdot2=0. OK.
  5. Geometria (VSEPR): ao redor de N há 4 domínios eletrônicos (3 ligações + 1 par isolado) → geometria eletrônica tetraédrica; geometria molecular será piramidal trigonal (trigonal pyramidal). Ângulo de ligação esperado um pouco menor que 109{,}5^\circ por causa do par isolado (valor experimental \approx107^\circ).
  6. Polaridade: ligações N–H são polares (N mais eletronegativo que H). A geometria piramidal não é simétrica suficiente para cancelar vetores dipolo → \mathrm{NH_3} é polar (momento dipolar apontando da base dos H em direção ao N e seu lone pair).

Passo 6

  1. Elétrons de valência: \mathrm{B} tem 3; cada \mathrm{F} tem 7. Total = 3 + 3\times7 = 24 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: \mathrm{B} central ligado a três \mathrm{F}. Três ligações usam 3\times2=6 elétrons. Restam 24-6=18 elétrons. Colocamos pares isolados nos átomos de \mathrm{F} para completar seus octetos: cada \mathrm{F} precisa de 6 elétrons não ligantes (além da ligação) para completar 8. Para três \mathrm{F} isso usa 3\times6=18 elétrons — perfeito, e sobra nada. Portanto estrutura: B com três ligações simples para três F; cada F tem três pares isolados. B termina com apenas 6 elétrons ao seu redor (três ligações), ou seja, octeto incompleto — isso é comum para átomos de boro.
  3. Cálculo de cargas formais: B: 3-0-\tfrac{1}{2}\cdot6 =3-0-3=0. Cada F: 7-6-\tfrac{1}{2}\cdot2 =7-6-1=0. Todas as CF igual a zero — estrutura razoável apesar do B não ter octeto completo. Tentar formar ligações duplas B=F para completar o octeto de B daria cargas formais desfavoráveis e não é a estrutura majoritária; experimentalmente \mathrm{BF_3} aparece com B trigonally ligado e pode aceitar pares de doadores (adquire caráter de ácido de Lewis).
  4. Geometria (VSEPR): ao redor de B há 3 domínios eletrônicos (três ligações) → geometria eletrônica trigonal plana; geometria molecular trigonal plana com ângulos de \,120^\circ.
  5. Polaridade: as três ligações B–F são bastante polares (F muito eletronegativo), mas a disposição trigonal plana e simétrica faz com que os vetores dipolo se cancelem mutuamente → molécula apolar (embora cada ligação seja polar, o resultado vetorial é zero). Observação: \mathrm{BF_3} é apolar em sua geometria ideal.

Passo 7

  1. Sempre comece contando elétrons de valência com calma; erros aqui levam a estruturas erradas.
  2. Lembre-se que H é terminal e forma só uma ligação (dueto). Boro costuma ficar com octeto incompleto em compostos como \mathrm{BF_3}. Átomos do 3º período ou maiores (S, P) podem expandir o octeto se necessário.
  3. Ao avaliar polaridade: primeiro encontre a geometria (VSEPR) e depois pense se a disposição das ligações polares é simétrica (cancela) ou não (resulta em dipolo).
  4. Pratique desenhando as estruturas com pares isolados explícitos; isso ajuda a visualizar a geometria (pares isolados ocupam espaço e alteram ângulos).

Resposta

\mathrm{CH_4}: Lewis: carbono central com quatro ligações simples para quatro \mathrm{H} (sem pares isolados). Geometria: tetraédrica ( 109{,}5^\circ). Polaridade: apolar.
\mathrm{SH_2} ( \mathrm{H_2S}) : Lewis: enxofre central com duas ligações simples para dois \mathrm{H} e dois pares isolados em S ( \mathrm{H}-\mathrm{S}(\!\bullet\!\bullet)(\!\bullet\!\bullet)-\mathrm{H}). Geometria: angular (curvada), geometria eletrônica tetraédrica (domínios = 4, dois são lone pairs). Polaridade: polar.
\mathrm{NH_3}: Lewis: nitrogênio central com três ligações simples para três \mathrm{H} e um par isolado em N ( \mathrm{H}-\mathrm{N}(\!\bullet\!\bullet)-\mathrm{H} etc.). Geometria: piramidal trigonal (geometria eletrônica tetraédrica, ângulo ≈ 107^\circ). Polaridade: polar.
\mathrm{BF_3}: Lewis: boro central com três ligações simples para três \mathrm{F}, cada \mathrm{F} com três pares isolados; boro com apenas 6 elétrons ao redor (octeto incompleto). Geometria: trigonal plana ( 120^\circ). Polaridade: apolar.

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