Escreva uma estrutura de Lewis para cada um dos seguintes compostos:
\mathrm{F}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: construir a estrutura de Lewis para a molécula \mathrm{F}_{2}.\n
Informações relevantes dadas ou que precisamos saber (sem resolver ainda):\n
  • Cada átomo de flúor tem \;7\; elétrons de valência (é do grupo 17 da tabela periódica).
  • A molécula \mathrm{F}_{2} tem dois átomos de flúor.

Passo 2

Calcular o número total de elétrons de valência disponíveis para a estrutura de Lewis.\n
Regra: o número total de elétrons de valência é a soma dos elétrons de valência de todos os átomos.\n
Cálculo: \;E_{\text{total}} = 2 \times 7 = 14\; elétrons de valência no total.\n
Explicação didática: estou somando os elétrons exteriores de cada átomo (os que podem formar ligações ou ficar como pares isolados). Esses são os elétrons que desenharemos como pontos na estrutura de Lewis.

Passo 3

Determinar a ligação entre os átomos (esqueleto da molécula).\n
Como \mathrm{F}_{2} tem apenas dois átomos idênticos, o esqueleto é simplesmente \mathrm{F}-\mathrm{F} (um único intervalo entre eles).\n
Explicação didática: duas partículas se ligam tipicamente formando um par de elétrons compartilhados entre elas — isso é uma ligação simples (um par de elétrons = 2 elétrons usados na ligação).

Passo 4

Subtrair os elétrons usados na(s) ligação(ões) para saber quantos sobram para formar pares não-ligantes (lone pairs).\n
Uma ligação simples usa \;2\; elétrons. Logo: \;E_{\text{sobra}} = 14 - 2 = 12\; elétrons restantes.\n
Explicação didática: cada ligação consome dois elétrons porque um par de elétrons fica entre os átomos compartilhado.

Passo 5

Distribuir os elétrons restantes como pares não-ligantes para satisfazer a regra do octeto.\n
Cada flúor precisa de 8 elétrons ao redor para completar o octeto. Na estrutura \mathrm{F}-\mathrm{F} cada F já participa do par de ligação (2 elétrons), então falta para cada átomo de F mais \;6\; elétrons como pares isolados.\n
Como há dois átomos, precisamos de 2\times 6 = 12 elétrons para os pares isolados — exatamente os \;12\; que sobraram.\n
Portanto, colocamos três pares não-ligantes (três pares de pontos) em torno de cada átomo de flúor.

Passo 6

Verificar cargas formais para confirmar que a estrutura é razoável.\n
Fórmula da carga formal: \displaystyle \text{Carga formal} = V - \bigl(N_{\text{lone}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{bond}}\bigr), onde \;V\; é o número de elétrons de valência do átomo livre, N_{\text{lone}} é o número de elétrons em pares isolados no átomo, e N_{\text{bond}} é o número de elétrons compartilhados na(s) ligação(ões) envolvendo o átomo.\n
Para cada flúor na nossa estrutura: \;V=7, N_{\text{lone}}=6 (três pares) e N_{\text{bond}}=2 (uma ligação simples = 2 elétrons). Então\n \text{Carga formal} = 7 - \bigl(6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2\bigr) = 7 - (6 + 1) = 0.\n
Explicação didática: carga formal zero em cada átomo indica que a estrutura é eletricamente neutra e plausível como a representação de menor energia para \mathrm{F}_{2}.

Passo 7

Descrição final clara da estrutura de Lewis (como desenhar na prova) e dica rápida de memorização.\n
Como desenhar: coloque os dois átomos como \mathrm{F}-\mathrm{F}. Ao redor de cada \mathrm{F} desenhe três pares de pontos (três pares de elétrons não-ligantes). Cada átomo terá assim 8 elétrons ao redor (6 não-ligantes + 2 compartilhados). Dica: conte sempre os elétrons (total) e confirme o octeto e as cargas formais — isso evita erros na hora da prova.

Resposta

\mathrm{F}-\mathrm{F} com três pares não-ligantes em cada átomo de flúor (cada F tem três pares de elétrons não-ligantes e participa de uma ligação simples).