- Desenhe a reação entre
e
, explicando por que
é formado segundo Lewis.
Passo 1
O enunciado pede para desenhar a reação entre
e
e explicar, segundo a teoria de Lewis, por que se forma
.\n
Informações dadas (explicitadas):
(um composto neutro contendo um alumínio e três cloros) e
(íon cloreto, com carga negativa).\n
O que preciso entregar: o desenho (fórmula/estrutura de Lewis) da reação e uma explicação passo a passo segundo Lewis mostrando por que é formado.
Informações dadas (explicitadas):
O que preciso entregar: o desenho (fórmula/estrutura de Lewis) da reação e uma explicação passo a passo segundo Lewis mostrando por que
Passo 2
Contagem de elétrons e estrutura de Lewis de
.\n
Primeiro, conte os elétrons de valência disponíveis para fazer a estrutura de Lewis de :
tem
) elétrons de valência e cada
tem
). Então o total é
Primeiro, conte os elétrons de valência disponíveis para fazer a estrutura de Lewis de
Para montar a estrutura colocamos
ao centro ligado aos três
por três ligações simples. Cada ligação consome um par de elétrons, então já usamos
pares (
elétrons). Os
pares restantes vão como pares isolados nos
(cada
recebe 3 pares = 6 elétrons). Assim a estrutura de Lewis simplificada é:
com o terceiro
ligado também ao
. Importante: depois disso o alumínio tem apenas
elétrons em sua camada de valência (três ligações simples), ou seja, não completou o octeto.
Passo 3
Estrutura de Lewis do íon
.\n
O tem um elétron a mais que o átomo neutro de cloro. Portanto o número de elétrons de valência é
O
Na estrutura de Lewis isso é representado por um
com quatro pares não ligantes (quatro pares isolados). Esse íon tem carga negativa e um par de elétrons livre que pode ser doado.
Passo 4
Definição de Lewis e identificação do ácido e da base.\n
Regra de Lewis (curtinha e prática): um reagente que doa um par de elétrons é uma base de Lewis; um reagente que aceita um par de elétrons é um ácido de Lewis.\n
Regra de Lewis (curtinha e prática): um reagente que doa um par de elétrons é uma base de Lewis; um reagente que aceita um par de elétrons é um ácido de Lewis.\n
- Em
, o alumínio tem só elétrons ao redor — ele tem um orbital vazio (ou, visto de outra forma, está “deficiente em elétrons”) e pode aceitar um par eletrônico. Isso faz de um ácido de Lewis (aceitador de par eletrônico).\n - O
tem pares solitários e carga negativa; ele é um doador de par eletrônico — ou seja, é uma base de Lewis.
Passo 5
Mecanismo de formação de
(desenho da reação segundo Lewis).\n
Quando se aproxima de
, ele doa um de seus pares de elétrons para o átomo de
. Isso forma uma ligação coordenada (também chamada de ligação dativa), em que ambos os elétrons da ligação vêm do
. A equação simples é:
Quando
Na estrutura de Lewis do íon resultante, o alumínio passa a ter quatro ligações simples com cloro, totalizando
elétrons ao redor do
(octeto completo). O
doador passa a estar ligado ao
mas o sistema conserva a carga total
.\n
Mostrando o antes e o depois em palavras:
Mostrando o antes e o depois em palavras:
- Antes:
com 3 ligações (6 elétrons) + com um par disponível. - Depois:
com 4 ligações (8 elétrons — octeto completo) formando .
Passo 6
Cálculo rápido de formalidades: elétrons totais e cargas formais na produto.\n
Eletrons de valência totais para :
tem
) e cada
tem
), mais
elétron extra pela carga negativa:
Eletrons de valência totais para
Na estrutura com quatro ligações simples, cada
tem três pares isolados (6 elétrons) mais 1 par compartilhado com
; o
tem 4 pares de ligação ao redor. Se quisermos calcular carga formal do
, usamos a fórmula
Para
no
:
Para cada
ligada:
Logo, a carga total é
, que é do íon
. (Observação didática: a carga aparece formalmente no
nessa forma de contar, mas o elétron extra está distribuído no íon; o ponto importante para a prova é que o íon resultante tem carga
e que o
completou o octeto.)
Passo 7
Geometria e estabilidade: por que isso é favorável energeticamente?\n
Depois de formar quatro ligações (quatro pares de elétrons de ligação), o centro tem quatro pares de ligação e nenhum par isolado — configuração do tipo
segundo VSEPR — portanto a geometria é tetraédrica com ângulos próximos de
. Em termos de orbitais, pode-se dizer que o
assume hibridação
para acomodar as quatro ligações.\n
Por que essa formação é favorecida? Porque ao aceitar um par o completa seu octeto, o que normalmente diminui a energia do sistema (estado mais estável). O íon
é um bom doador de par pela sua densidade eletrônica extra e forma uma ligação coordenada forte que estabiliza o complexo.
Depois de formar quatro ligações (quatro pares de elétrons de ligação), o centro
Por que essa formação é favorecida? Porque ao aceitar um par o
Passo 8
Comentário prático (para lembrar na prova) e variações que podem aparecer no enunciado.\n
- Reação resumida que você deve escrever/mostrar:
.\n - Conceitos chaves para pontuar na resposta: Lewis ácido = aceita par de elétrons (aqui
); Lewis base = doa par de elétrons (aqui ); ligação coordenada/dativa = par vindo só do doador; resultado = alumínio completa o octeto e forma íon tetrachloroaluminato .\n - Dica de prova: desenhe as estruturas de Lewis antes e depois, conte elétrons, mostre que o Al passou de 6 para 8 elétrons e escreva explicitamente a equação.