Escreva a estrutura de Lewis e a geometria molecular para as substâncias a seguir (mostre o cálculo de carga formal para cada átomo):
Passo 1
O enunciado pede, para cada uma das três espécies químicas, duas coisas:
- Escrever a estrutura de Lewis.
- Indicar a geometria molecular (ou seja, a disposição dos átomos no espaço).
As espécies a tratar são
,
e
. Também é pedido que eu mostre o cálculo da carga formal para cada átomo em cada estrutura.
Informações relevantes dadas (apenas as fórmulas das espécies):
Passo 2
Vou explicar o procedimento que vou usar (passo a passo prático que você deve aplicar na prova; aqui é uma mini-aula):
- Contar os elétrons de valência totais da espécie. Isso é: somar os elétrons de valência de cada átomo e adicionar elétrons extras se houver carga (para ânions) ou subtrair se houver carga positiva.
- Montar um esqueleto (normalmente coloca-se o átomo menos eletronegativo no centro, exceto o hidrogênio que nunca é central) e ligar os átomos por ligações simples inicialmente.
- Distribuir os elétrons restantes como pares não-ligantes (lone pairs) primeiro nas extremidades (átomos terminais) para completar octetos (ou duetos para H), depois no átomo central se sobrar.
- Se o átomo central não tiver octeto, formar ligações múltiplas (dupla/tripla) movendo pares não-ligantes dos átomos terminais para formar ligações com o centro.
- Calcular as cargas formais para verificar se a estrutura é razoável — estruturas com somatório de cargas formais mínimo e com cargas localizadas onde fazem sentido eletrostaticamente costumam ser preferíveis.
Fórmula que usamos para carga formal (vou usar essa fórmula sempre):
onde
-
é o número de elétrons de valência do átomo isolado (por ex. ); -
é o número de elétrons não-ligantes (pares solitários) atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis (contando cada elétron individualmente, não pares); -
é o número total de elétrons que participam em ligações ao átomo (novamente contando elétrons, por ex. uma ligação simples contribui com 2 elétrons, uma dupla com 4, etc.).
Exemplo rápido de interpretação: se um átomo tem todas ligações simples e nenhum par solitário, sua carga formal será
. Por exemplo, para um carbono com quatro ligações simples:
então
.
Agora aplico esse procedimento a cada espécie, mostrando as contas.
Passo 3
- Contagem de elétrons de valência totais:
- Esqueleto: o carbono é menos eletronegativo que o cloro, logo carbono no centro ligado aos quatro
por ligações simples:
etc. Isso usa ligações simples elétrons usados em ligações. - Elétrons restantes para pares solitários:
elétrons = pares. Distribuem-se primeiro nos (cada precisa completar octeto): cada recebe 3 pares (6 elétrons). Assim cada Cl fica com 3 pares e 1 ligação, e o C tem 4 ligações e nenhum par solitário. - Octeto: todos os átomos têm octeto satisfeito (Cl: 6 não-ligantes + 2 da ligação; C: 4 ligações = 8 elétrons).
Cálculo da carga formal para cada átomo (uso a fórmula dada):
- Para o carbono central:
. Não tem elétrons não-ligantes, então . B = 8 (quatro ligações elétrons). - Para cada cloro:
. Cada tem 6 elétrons não-ligantes (três pares), então . B = 2 (uma ligação simples).
Todas as cargas formais são zero, estrutura está ótima.
Geometria (aplicando a regra de repulsão de pares eletrônicos): o átomo central (
) tem quatro pares ligantes e nenhum par isolado → geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular tetraédrica. Ângulo ideal
.
Passo 4
- Contagem de elétrons de valência totais:
- Esqueleto provável:
com ligado ao (C no centro). Inicialmente desenho ligações simples C–Cl, C–O.
Ligações simples iniciais: 3 ligações simpleselétrons. - Elétrons restantes para pares solitários:
elétrons = 9 pares. Distribuo primeiro aos terminais ( e ) para completar octetos: - Cada
precisa de 3 pares (6 elétrons): 2 Cl consomem elétrons (6 pares). - Restam
elétrons (3 pares) que vão para o oxigênio inicialmente, portanto o oxigênio teria 3 pares (6 elétrons) + 1 ligação simples = 8 elétrons — já está com octeto.
- Cada
- Verificação do octeto do carbono: com três ligações simples o C teria apenas 6 elétrons (3 ligações × 2 = 6) → carbono não completa octeto. Então precisamos formar ligações múltiplas envolvendo o carbono. A maneira usual e eletronegativamente sensata é formar uma dupla ligação entre C e O (mover um par não-ligante de O para formar C=O).
- Depois de transformar C–O em C=O (uma dupla), recontamos pares:
- Agora C participa de 1 dupla (4 elétrons) + 2 simples (2×2=4) → total B = 8 elétrons → octeto satisfeito.
- O agora tem 2 pares não-ligantes (4 elétrons) + 1 ligação dupla (4 elétrons) → octeto satisfeito.
- Os Cl continuam com 3 pares cada.
Passo 5
Calculemos as cargas formais usando a estrutura com
dupla e duas ligações simples C–Cl.
- Oxigênio (
): . Tem 4 elétrons não-ligantes (dois pares), e participa de uma ligação dupla (B = 4 elétrons). - Carbono (
): . Não tem elétrons não-ligantes ( ), e participa de 4 ligações efetivas (uma dupla conta como 2 ligações no sentido de pares): B = 8 elétrons. - Cada cloro (
): . Cada Cl tem 6 elétrons não-ligantes e uma ligação simples (B = 2).
Resultado: todas as cargas formais são zero com a dupla
. Portanto essa é a forma de Lewis preferida (minimiza cargas formais).
Geometria: no átomo central
temos três domínios eletrônicos (dupla C=O conta como um domínio, mais duas ligações simples para os dois
) e nenhum par isolado. Três domínios → geometria eletrônica trigonal plana; como não há pares isolados no C, a geometria molecular também é trigonal plana. Ângulos ideais
.
Observação rápida: alguns autores mostram formas de ressonância envolvendo cargas formais, mas a estrutura mostrada (C=O + 2 C–Cl simples) com todas cargas formais zero é a mais razoável e a adotada normalmente para o fosgênio (
).
Passo 6
- Contagem de elétrons de valência totais:
- Esqueleto: N central ligado a dois H (H não pode ser central). Duas ligações N–H usam
elétrons. - Elétrons restantes:
elétrons = 2 pares, que entram como pares não-ligantes no nitrogênio. - Configuração final: nitrogênio com 2 ligações simples a H e 2 pares não-ligantes (ou seja, 4 pares de elétrons ao redor do nitrogênio contando ligações e pares).
- Cálculo de cargas formais:
- Hidrogênio (
): . Hidrogênio tem 0 elétrons não-ligantes e participa de 2 elétrons em ligação (B=2). Isso vale para cada H. - Nitrogênio (
): . Tem 4 elétrons não-ligantes (dois pares) e B = 4 elétrons (duas ligações simples). Essa é a carga do ânion; está localizada principalmente no nitrogênio.
- Hidrogênio (
- Geometria: o nitrogênio tem 4 domínios eletrônicos (2 ligações + 2 pares isolados) → geometria eletrônica tetraédrica. A geometria molecular (posição dos átomos) é “angular” ou “dobrada” (bent), análoga à da água. O ângulo H–N–H é menor que
por compressão causada pelos pares isolados; tipicamente cerca de (ordem de grandeza — não é pedido o valor exato, mas isso ajuda a intuir).
Passo 7
- Sempre comece contando elétrons de valência corretamente (esse erro é o mais comum quando alguém erra a estrutura).
- Lembre-se: uma ligação simples = 2 elétrons; dupla = 4; tripla = 6. Ao formar duplas/triplas, “mova” pares não-ligantes dos átomos terminais para ligar ao centro quando o centro estiver deficiente de octeto.
- Use a fórmula da carga formal para comparar alternativas: prefira estruturas com cargas formais próximas de zero e onde cargas negativas fiquem em átomos mais eletronegativos.
- Para geometria, conte domínios eletrônicos (cada ligação simples, dupla ou tripla conta como 1 domínio; cada par isolado conta como 1 domínio). Depois aplique a tabela VSEPR: 2→linear, 3→trigonal planar, 4→tetraédrico; e subtraia pares isolados para obter a geometria molecular (por ex. 4 domínios com 2 pares isolados → bent).