Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das seguintes moléculas ou íons. Descreva a geometria dos pares de elétrons e a geometria molecular.
\mathrm{NH}_{2} \mathrm{Cl}

Passo 1

O enunciado pede três coisas para a molécula \mathrm{NH}_{2}\mathrm{Cl}: (a) desenhar a estrutura de Lewis; (b) descrever a geometria dos pares de elétrons (ou seja, a geometria eletrônica ao redor do átomo central); (c) descrever a geometria molecular (a forma real considerando apenas os átomos). Informações dadas: a fórmula é \mathrm{NH}_{2}\mathrm{Cl} (um nitrogênio ligado a dois hidrogênios e a um cloro).

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar Lewis). Use a tabela periódica mental:
  • nitrogênio ( \mathrm{N}) tem 5 elétrons de valência;
  • cada hidrogênio ( \mathrm{H}) tem 1 elétron de valência, há 2 hidrogênios \Rightarrow 2\cdot1;
  • cloro ( \mathrm{Cl}) tem 7 elétrons de valência.
Somando:
5 + 2\cdot 1 + 7 = 14
Portanto temos 14 elétrons de valência para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Colocar ligações simples conectando o átomo central ao redor. Regra prática: \mathrm{N} é o átomo central (mais capaz de fazer várias ligações que \mathrm{H} e menor que \mathrm{Cl}). Ligamos \mathrm{N} a dois \mathrm{H} e a um \mathrm{Cl}. Cada ligação simples usa 2 elétrons. Temos 3 ligações, então elétrons usados:
3\times 2 = 6
Restam:
14 - 6 = 8 \text{ elétrons}é
que vamos colocar como pares não-ligantes (lone pairs) para completar octetos onde necessário.

Passo 4

Distribuir os 8 elétrons restantes para completar octetos:
  • Hidrogênios já têm 2 elétrons cada pela ligação com N (regra do H), então não recebem pares extras.
  • Cloro precisa de 8 elétrons ao redor (incluindo a ligação). Já tem 1 ligação (2 elétrons), para completar o octeto precisa de mais 6 elétrons = 3 pares não-ligantes.
  • Isso usa 6 dos 8 elétrons restants. Sobram 8-6=2 elétrons, que vão como 1 par não-ligante sobre o nitrogênio.
Resultado em palavras: \mathrm{Cl} tem três pares não-ligantes; \mathrm{N} tem um par não-ligante; \mathrm{N} está ligado a dois \mathrm{H} e a um \mathrm{Cl}.

Passo 5

Verificação por cargas formais (para confirmar que a distribuição faz sentido):
A fórmula para carga formal é
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo isolado}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligações})éêáéãéçõ
Calculemos cada átomo:
  • Para \mathrm{N}: elétrons de valência =5; elétrons não-ligantes =2 (um par); elétrons em ligações =6 (três ligações simples). Então
\text{CF}(\mathrm{N}) = 5 - 2 - \tfrac{1}{2}\cdot 6 = 5 - 2 - 3 = 0.
  • Para cada \mathrm{H}: 1 - 0 - \tfrac{1}{2}\cdot 2 = 0.
  • Para \mathrm{Cl}: elétrons de valência =7; não-ligantes =6 (três pares); ligações =2 (uma ligação). Então
\text{CF}(\mathrm{Cl}) = 7 - 6 - \tfrac{1}{2}\cdot 2 = 7 - 6 -1 = 0.
Todas as cargas formais são zero — estrutura consistente e neutra.

Passo 6

Escrever a estrutura de Lewis em palavras e de forma visual simples (uso de par de pontos para lone pairs):
  • Visual (descrição): átomo central \mathrm{N} ligado a dois \mathrm{H} e a um \mathrm{Cl}. O nitrogênio tem um par de elétrons não-ligante; o cloro tem três pares não-ligantes.
  • Em notação curta: \mathrm{H}-\mathrm{N}(:)\!-\mathrm{Cl} com \mathrm{Cl} apresentando mais :s para totalizar três pares. Em palavras: “N central com 2 ligações a H, 1 ligação a Cl, 1 par isolado no N; Cl com 3 pares isolados”.

Passo 7

Determinar a geometria dos pares de elétrons (geometria eletrônica) usando VSEPR:
  • Ao redor do nitrogênio há 4 regiões de densidade eletrônica: 2 ligações N–H, 1 ligação N–Cl e 1 par isolado. VSEPR diz que 4 regiões organizam-se para minimizar repulsões num arranjo tetraédrico. Logo a geometria eletrônica é tetraédrica.

Passo 8

Determinar a geometria molecular (considerando apenas posições atômicas, não os pares isolados):
  • Com três átomos ligados e um par isolado no centro (configuração igual à do \mathrm{NH}_3), a geometria molecular é trigonal piramidal (três átomos formam base triangular levemente inclinada, o N com o par isolado fica no vértice).
  • Os ângulos de ligação serão ligeiramente menores que o ângulo tetraédrico ideal 109{,}5^\circ por causa da maior repulsão do par isolado sobre pares ligantes — em compostos tipo \mathrm{NH}_3 esse ângulo fica perto de 107^\circ. Para \mathrm{NH}_2\mathrm{Cl} o valor prático também será um pouco menor que 109{,}5^\circ (ordem de grandeza próxima a \sim 107^\circ), variando um pouco por influência do \mathrm{Cl}.

Passo 9

Resumo final — o que você precisa escrever rápido na prova:
  • total de elétrons: 14;
  • estrutura: N central ligado a 2 H e a 1 Cl; N tem 1 par isolado; Cl tem 3 pares isolados; todas cargas formais zero;
  • geometria dos pares (eletrônica): tetraédrica;
  • geometria molecular: trigonal piramidal;
  • ângulos: ligeiramente menores que 109{,}5^\circ, aproximadamente \sim 107^\circ (valor aproximado, não obrigatório se não pedirem número).

Resposta

Lewis: N central ligado a 2 H e a 1 Cl; N tem 1 par isolado; Cl tem 3 pares isolados.
Geometria dos pares de elétrons: tetraédrica.
Geometria molecular: trigonal piramidal.

Exercícios relacionados