Indique as estruturas de Lewis dos compostos: H 2 O , P C l 3 , O 3 , C O 2 , I 3 - e X e F 4 . Indique também as cargas formais para cada átomo.

Passo 1

Vamos colocar nosso passo-a-passo em prática.

No passo 1 a gente identifica o átomo central.

Ele é o que está em menor quantidade e é o menos eletronegativo da molécula.

Para H 2 O , P C l 3 , O 3 , C O 2 , I 3 - e X e F 4 , ambos os fatores convergem para, respectivamente: O , P , O , C , I e X e .

Passo 2

No passo 2 a gente liga os outros átomos no átomo central.

Passo 3

O passo 3 a gente só usa se sobrou alguém sem ligar ao átomo central. Não é necessário em nenhum dos casos daqui.

Passo 4

O passo 4 é quando a gente conta os elétrons de valência da galera pra saber quantos elétrons a gente vai ter na estrutura de Lewis.

Primeiro as configurações eletrônicas pra saber quantos elétrons de valência:

H : 1   1 s 1 ⏟ 1   e l é t r o n

O : 8 1 s 2   2 s 2   2 p 4 ⏟ 6   e l é t r o n s

P : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 3 ⏟ 5   e l é t r o n s   15

C l : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 5 ⏟ 7   e l e ´ t r o n s   17

C 6 : 1 s 2   2 s 2   2 p 2 ⏟ 4   e l é t r o n s

I :   53 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟ 2   4 d 10   5 p 5 ⏟ + 5   =   7   e l é t r o n s

X e 54 : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6   5 s 2 ⏟ 2   4 d 10   5 p 6 ⏟ + 6   =   8   e l é t r o n s

F :   9 1 s 2   2 s 2   2 p 5 ⏟ 7   e l é t r o n s

E agora a gente faz uma tabelinha pra saber quantos elétrons tem que aparecer na nossa estrutura de Lewis.

Beleza! Próximo passo!

Passo 5

No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações, caso necessário, pra chegar no número de elétrons certo (que a gente previu no passo 4).

Primeiro, completando os octetos:

Aqui a gente simplesmente deixou todo mundo com 8 elétrons (4 pares, compartilhados ou não), com exceção do H que ficou com 2.

Repara que a gente já colocou o I 3 - entre colchetes, por causa da carga negativa dele.

E agora a gente vai contar os elétrons que apareceram na estrutura, não esquecendo que cada tracinho são dois elétrons.

Para o H 2 O temos 8 elétrons; P C l 3 com 26 elétrons; O 3 com 20 elétrons; C O 2 também com 20; I 3 - também com 20 elétrons; e X e F 4 , com 32 elétrons.

A H 2 O e o P C l 3 estão OK, com o número de elétrons igual ao da tabela do passo 4.

A molécula de O 3 está com elétrons demais, então temos que fazer uma ligação dupla:

Ao fazer a ligação dupla, a gente retirou um par de elétrons de cada oxigênio envolvido na ligação. Aqui a gente ainda tá meio que “completando o octeto”. Com a ligação dupla a gente consegue fazer com que todo mundo fique com o octeto completo, sem ultrapassar o número de elétrons previsto no passo 4. A ligação dupla também poderia ter sido feita com o oxigênio da esquerda.

C O 2 tá com 20 elétrons mas só pode ter 16. Temos que fazer duas duplas:

Aqui a única opção para fazer duas ligações duplas era esse mesmo. Fazer uma tripla entre C e um dos Os não era uma opção porque o oxigênio não pode fazer mais que duas ligações.

O I 3 - tá com 20 elétrons e tem que ter 22. Aqui a gente tem que colocar mais um par de elétrons em alguém.

Opa, mas aquele I do meio ficou com 5 pares de elétrons. Pode isso???

O iodo está no 5º período da tabela periódica. Então tudo bem expandir o octeto. A gente contou que esse cara tem que ter 22 elétrons e o único jeito é colocando mais um par de elétrons aí. E porque no iodo do meio? Você até pode colocar em um das pontas, mas no estudo da carga formal (passo 6) vou te convencer que é melhor deixar esse cara do meio com mais pares de elétrons.

Se você não gostou de ver o iodo com 5 pares de elétrons, vai odiar ver o xenônio com 6! Mas na estrutura ele apareceu com 32 elétrons, e pela nossa conta ele precisa de 36. Tem que colocar mais 2 pares de elétrons nele, sim!

Beleza. Todo mundo com o número de elétrons conforme o previsto.

Passo 6

O passo 6 é o estudo das cargas formais.

A carga formal é o número de elétrons de valência menos o número de elétrons que aparecem no átomo na estrutura que a gente desenhou.

Apenas pra carga formal a gente considera que, em uma ligação, cada elétrons pertence a um átomo.

Cargas formais da água:

C F H : 1 - 1 = 0

C F O : 6 - 6 = 0

Cargas formais no P C l 3 :

C F C l : 7 - 7 = 0

C F P : 5 - 5 = 0

Cargas formais no O 3 :

C F O 1 : 6 - 7 = - 1

C F O 2 : 6 - 5 = + 1

C F O 3 : 6 - 6 = 0

Existe outra forma de ressonância, onde a dupla ligação fica entre o O central e o da esquerda.

Onde as cargas formais ficam:

C F O 1 : 6 - 6 = 0

C F O 2 : 6 - 5 = + 1

C F O 3 : 6 - 7 = - 1

Essas duas estruturas de ressonância são equivalentes. Levam a cargas formais semelhantes.

Cargas formais no C O 2 :

C F O 1 : 6 - 6 = 0

C F O 2 : 6 - 6 = 0

C F C : 4 - 4 = 0

Cargas formais no I 3 - :

C F I 1 : 7 - 7 = 0

C F I 2 : 7 - 8 = - 1

C F I 3 : 7 - 7 = 0

Se a gente tivesse resolvido colocar o par de elétrons extra num iodo do canto:

C F I 1 : 7 - 7 = 0

C F I 2 : 7 - 6 = + 1

C F I 3 : 7 - 9 = - 2

Portanto a estrutura onde o par de elétrons “extra” fica no iodo do centro é a mais adequada, porque nos leva as menores cargas formais em módulo!

Cargas formais no X e F 4 :

C F F : 7 - 7 = 0

C F X e : 8 - 8 = 0

Se você achou estranho ver um gás nobre (o xenônio) fazendo ligações.. acostume-se. Eles são os reis de estabilidade e blá-blá-blá, mas, ocasionalmente, participam de ligações. Geralmente com uns caras bem eletronegativos, como é o caso do flúor.

Você pode ver que a soma das cargas formais de todos os caras ai de cima é zero. Exceto para o I 3 - , onde a soma dá -1, exatamente por causa da carga negativa que esse cara carrega!

Resposta

Cargas formais em azul.

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