Escreva a estrutura de Lewis e a geometria molecular para as substâncias a seguir (mostre o cálculo de carga formal para cada átomo): \mathrm{CCl}_{4}, \mathrm{COCl}_{2}, \mathrm{NH}_{2}{ }^{-}

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 \mathrm{CCl}_4, \mathrm{COCl}_2 e \mathrm{NH}_2^{-}. 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):
  • \mathrm{CCl}_4
  • \mathrm{COCl}_2
  • \mathrm{NH}_2^{-}

Passo 2

Vou explicar o procedimento que vou usar (passo a passo prático que você deve aplicar na prova; aqui é uma mini-aula):
  1. 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.
  2. 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.
  3. 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.
  4. 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.
  5. 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):
\text{FC} = V - N - \tfrac{B}{2}
onde
  • V é o número de elétrons de valência do átomo isolado (por ex. \mathrm{C}=4,\\ \mathrm{Cl}=7,\\ \mathrm{O}=6,\\ \mathrm{N}=5,\\ \mathrm{H}=1);
  • N é o número de elétrons não-ligantes (pares solitários) atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis (contando cada elétron individualmente, não pares);
  • B 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 V - 0 - \tfrac{B}{2}. Por exemplo, para um carbono com quatro ligações simples: V=4, N=0, B=8 então \text{FC}=4-0-4=0.
Agora aplico esse procedimento a cada espécie, mostrando as contas.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência totais: \text{C: }4,\qquad \text{Cl: }7\times4=28 \quad\Rightarrow\quad 4+28=32\\ \text{elétrons}é
  2. Esqueleto: o carbono é menos eletronegativo que o cloro, logo carbono no centro ligado aos quatro \mathrm{Cl} por ligações simples:
    \mathrm{Cl}-\mathrm{C}-\mathrm{Cl} etc. Isso usa 4 ligações simples \Rightarrow 4\times 2=8 elétrons usados em ligações.
  3. Elétrons restantes para pares solitários: 32-8=24 elétrons = 12 pares. Distribuem-se primeiro nos \mathrm{Cl} (cada \mathrm{Cl} precisa completar octeto): cada \mathrm{Cl} 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.
  4. 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: V=4. Não tem elétrons não-ligantes, então N=0. B = 8 (quatro ligações \times 2 elétrons). \text{FC}_\mathrm{C} = 4 - 0 - \tfrac{8}{2} = 4 - 4 = 0.
  • Para cada cloro: V=7. Cada \mathrm{Cl} tem 6 elétrons não-ligantes (três pares), então N=6. B = 2 (uma ligação simples). \text{FC}_\mathrm{Cl} = 7 - 6 - \tfrac{2}{2} = 7 - 6 -1 = 0.
Todas as cargas formais são zero, estrutura está ótima.
Geometria (aplicando a regra de repulsão de pares eletrônicos): o átomo central ( \mathrm{C}) tem quatro pares ligantes e nenhum par isolado → geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular tetraédrica. Ângulo ideal \approx 109{,}5^\circ.

Passo 4

  1. Contagem de elétrons de valência totais: \text{C: }4,\qquad \text{O: }6,\qquad \text{Cl: }7\times2=14 \quad\Rightarrow\quad 4+6+14=24\\ \text{elétrons}é
  2. Esqueleto provável: \mathrm{Cl}-\mathrm{C}-\mathrm{Cl} com \mathrm{O} ligado ao \mathrm{C} (C no centro). Inicialmente desenho ligações simples C–Cl, C–O.
    Ligações simples iniciais: 3 ligações simples \Rightarrow 3\times2=6 elétrons.
  3. Elétrons restantes para pares solitários: 24-6=18 elétrons = 9 pares. Distribuo primeiro aos terminais ( \mathrm{Cl} e \mathrm{O}) para completar octetos:
    • Cada \mathrm{Cl} precisa de 3 pares (6 elétrons): 2 Cl consomem 2\times6=12 elétrons (6 pares).
    • Restam 18-12=6 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.
  4. 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).
  5. 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 \mathrm{C}=\mathrm{O} dupla e duas ligações simples C–Cl.
  • Oxigênio ( \mathrm{O}): V=6. Tem 4 elétrons não-ligantes (dois pares), e participa de uma ligação dupla (B = 4 elétrons). \text{FC}_\mathrm{O} = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Carbono ( \mathrm{C}): V=4. Não tem elétrons não-ligantes ( N=0), e participa de 4 ligações efetivas (uma dupla conta como 2 ligações no sentido de pares): B = 8 elétrons. \text{FC}_\mathrm{C} = 4 - 0 - \tfrac{8}{2} = 4 - 4 = 0.
  • Cada cloro ( \mathrm{Cl}): V=7. Cada Cl tem 6 elétrons não-ligantes e uma ligação simples (B = 2). \text{FC}_\mathrm{Cl} = 7 - 6 - \tfrac{2}{2} = 7 - 6 -1 = 0.
Resultado: todas as cargas formais são zero com a dupla \mathrm{C}=\mathrm{O}. Portanto essa é a forma de Lewis preferida (minimiza cargas formais).
Geometria: no átomo central \mathrm{C} temos três domínios eletrônicos (dupla C=O conta como um domínio, mais duas ligações simples para os dois \mathrm{Cl}) 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 \approx 120^\circ.
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 ( \mathrm{COCl}_2).

Passo 6

  1. Contagem de elétrons de valência totais: \text{N: }5,\qquad \text{H: }1\times2=2,\qquad \text{carga }-1 \Rightarrow +1\\ \text{elétron extra}é
\Rightarrow 5+2+1 = 8\\ \text{elétrons no total}é
  1. Esqueleto: N central ligado a dois H (H não pode ser central). Duas ligações N–H usam 2\times2=4 elétrons.
  2. Elétrons restantes: 8-4=4 elétrons = 2 pares, que entram como pares não-ligantes no nitrogênio.
  3. 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).
  4. Cálculo de cargas formais:
    • Hidrogênio ( \mathrm{H}): V=1. Hidrogênio tem 0 elétrons não-ligantes e participa de 2 elétrons em ligação (B=2). \text{FC}_\mathrm{H} = 1 - 0 - \tfrac{2}{2} = 1 - 1 = 0.Isso vale para cada H.
    • Nitrogênio ( \mathrm{N}): V=5. Tem 4 elétrons não-ligantes (dois pares) e B = 4 elétrons (duas ligações simples). \text{FC}_\mathrm{N} = 5 - 4 - \tfrac{4}{2} = 5 - 4 - 2 = -1.Essa é a carga do ânion; está localizada principalmente no nitrogênio.
  5. 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 109{,}5^\circ por compressão causada pelos pares isolados; tipicamente cerca de \approx 104^\circ (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).

Resposta

\mathrm{CCl}_4: estrutura de Lewis com \mathrm{C} central ligado por quatro ligações simples a quatro \mathrm{Cl}; cada \mathrm{Cl} tem três pares solitários; cargas formais: todas 0. Geometria molecular: tetraédrica (ângulos \approx 109{,}5^\circ).
\mathrm{COCl}_2: estrutura de Lewis com \mathrm{C} central, ligação dupla \mathrm{C}=\mathrm{O} e duas ligações simples \mathrm{C}-\mathrm{Cl}; \mathrm{O} tem dois pares solitários; cada \mathrm{Cl} tem três pares solitários; cargas formais: todas 0. Geometria molecular: trigonal plana (ângulos \approx 120^\circ).
\mathrm{NH}_2^{-}: estrutura de Lewis com \mathrm{N} central ligado a dois \mathrm{H} por ligações simples e com dois pares solitários no \mathrm{N}; cargas formais: cada \mathrm{H} é 0, \mathrm{N} tem -1. Geometria eletrônica: tetraédrica; geometria molecular: angular (dobrada), ângulo H–N–H \approx 104^\circ.

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