Estruturas de Lewis e carga formal

BIOLOGIA
As estruturas de Lewis são consequências da regra do octeto. Ele utiliza os elétrons de valência de cada átomo para formar a estrutura, distribuindo os elétrons entre os átomos de forma a mostrar a conexão entre eles. Para montar uma estrutura de Lewis (Fórmula de Lewis) que também é conhecida como fórmula eletrônica deve-se seguir alguns passos.

• Determinar o número total de elétrons de valência.
• Determinar o átomo central (o elemento de menor eletronegatividade é normalmente o central, como em CO2 e SO42-, mas há um grande número de exceções bem conhecidas, como H2O e NH3).
• Ao redor do átomo central dispor os outros átomos e assim compartilhar os elétrons aos pares (pares compartilhados), estes podendo ser representados por pontos, como na Figura 6a ou em traços (?) na Figura 6b que é conhecida como fórmula estrutural.
• Se faltarem elétrons, faça ligações duplas ou triplas. 2, 7, 9

Solução: Inicialmente devemos determinar o número total de elétrons de valência, (N° total ev) = C(1 x 4) + H(4 x 1) = 8.

Devemos acomodar oito elétrons em quatro pares ao redor de cinco átomos.

Outros exemplos:


a) A molécula de cloro (Cl2) formada a partir do compartilhamento de elétrons entre dois átomos de cloro:

Observa-se que o cloro possui além dos elétrons compartilhados (elétrons ligantes) têm também os não compartilhados, que são chamados de elétrons não ligantes ou isolados.

b) A molécula de etileno em que o carbono faz uma ligação dupla: Observe que os elétrons estão dispostos uniformemente ao redor dos átomos e todos estão com seu octeto completo.

Todos os exemplos mostrados anteriormente referem-se a moléculas neutras, ou seja, sem a formação de íons. Então, como fica a estrutura para íons?
Os passos são os mesmos, o que muda é na contagem total dos elétrons. Vamos ver como representar a estrutura de Lewis para os íons clorato (ClO3-) e carbonato (CO32-), respectivamente.

Para o clorato: (N° total ev) = Cl(1 x 7) + O(3 x 6) + 1(carga negativa do íon) = 26, conforme a Figura 7a. Neste caso, o cloro será o átomo central e rodeado pelos oxigênios, os traços significam pares de elétrons compartilhados e os elétrons aparentes são os não compartilhados. Para o carbonato (N° total ev) = C(1 x 4) + O(3 x 6) + 2(carga negativa do íon) = 24 que serão distribuídos da melhor maneira possível com o carbono ao centro.

Para facilitar a contagem dos elétrons quando se tem íons deve-se colocar em mente que, se há carga negativa, esta se soma ao número de elétrons contabilizados e se a carga for positiva há perda de elétrons, subtraindo do número total já contabilizado e depois se faz a distribuição normalmente.

Como para toda regra existem exceções, a regra do octeto não é diferente, pois existem alguns átomos que não se estabilizam com dois ou oito elétrons.

a) Molécula do trifluoreto de boro (BF3) mostrando que o boro se estabiliza com seis elétrons.

b) Molécula do hidreto de berílio (BeH2) mostrando que o berílio se estabiliza com dois elétrons.

H• • Be • •H ou H ? Be ? H

c) Molécula do tetrafluoreto de xenônio (XeF4), mostrando que o gás nobre não é tão inerte assim, pois ele não deveria se ligar, uma vez que já teria o octeto completo.

Há também outras moléculas formadas com elementos que não seguem a regra do octeto: BeCl2; BeF2; BF3; BCl3; NO, NO2, XeF2; XeF6. 8, 9 E ainda existem aqueles elementos que expandem o octeto, ou seja, eles acomodam mais de 8 elétrons em sua camada de valência, utilizando orbitais d. Essa expansão ocorre para os elementos localizados a partir do terceiro período da tabela periódica e com número atômico acima de 15 que possuem orbitais d incompletos, podendo acomodar 10, 12 ou até mais elétrons. Estes elétrons poderão ficar aos pares ao redor do átomo central sem serem compartilhados, ou os elétrons serão compartilhados aos pares com os átomos periféricos.

Vamos tomar como exemplo o enxofre (S), ele é da mesma família que o oxigênio com seis elétrons na camada de valência, e dessa forma só precisaria compartilhar dois elétrons para se estabilizar, porém na molécula SF6 ele fica com 12 elétrons de valência.2

Já o fósforo na molécula do PCl5 apresenta 10 elétrons de valência. Átomos como o de cloro (Cl) também expandem seu octeto, conforme a molécula ClF3.

Cada átomo que se liga em uma molécula tem uma carga e para se determiná-la é uma tarefa complicada, mas pelo método da carga formal isso muda.2, 7 "A carga formal de um átomo é a carga que um átomo teria se todos os pares de elétrons fossem compartilhados por igual, isto é, se todas as ligações fossem não polares" (RUSSEL, 1994, v. 1, p. 405).

Para se atribuir a carga formal inicia-se escrevendo a estrutura de Lewis para a molécula ou íon e com o auxílio da equação abaixo se calcula a carga formal:

Carga formal (CF) = (elétrons de valência) átomo isolado ? número de elétrons solitários na estrutura de Lewis da molécula ? número de pares de elétrons compartilhados

A soma das cargas formais dos átomos de uma molécula é igual a zero, e a de um íon, igual à carga do íon.

Exemplo: Determinar a carga formal para cada átomo da molécula de NH3.

Solução: CF(N) = 5 – 2 – 3 = 0; CF(H) = 1 – 1 = 0; CF(H2) = 1 – 1 = 0; CF(H3) = 1 – 1 = 0.

Logo, a soma das cargas formais de todos os átomos na molécula do NH3 é zero.

Em alguns casos a estrutura de Lewis não é o suficiente para explicar as ligações de algumas moléculas, dessa forma a descrição adequada real dessas moléculas é estabelecida pelo conceito da ressonância.

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