Ligações Covalentes
Teoria
O que que acontece quando um átomo quer doar elétrons e o outro quer receber eles?
Um doa para o outro, eles formam íons e ficam ligados pela atração eletrostática, formando uma ligação iônica.
Mas o que acontece se nenhum dos dois átomos quer perder elétrons? Eles ainda podem se ligar?
Sim!!!
Quando os átomos querem fazer ligações pra completar o octeto, mas nenhum deles tem tendência a doar elétrons, eles podem se ligar compartilhando elétrons.
As ligações onde ocorrem compartilhamentos de elétrons são chamadas ligações covalentes.
Estruturas de Lewis
Seu Lewis, não satisfeito em propor os símbolos de Lewis pras ligações iônicas (com aqueles pontinhos representando os elétrons), resolveu dar pitaco nas ligações covalentes também.
E o cara era apegado mesmo à ideia do octeto.
Então ele propôs que os átomos iam fazer ligações covalentes até completar o octeto.
Segundo ele, a ligação covalente funciona mais ou menos assim: cada átomo entra na ligação compartilhando um dos seus elétrons; a ligação é, então, formada por dois elétrons que passam a pertencer simultaneamente aos dois átomos envolvidos.
E a gente representa uma ligação com um tracinho.
Dois átomos podem compartilhar um par de elétrons, dois pares de elétrons ou três pares de elétrons.
Isso é o que a gente chama de ligação simples, ligação dupla e ligação tripla.
E como a gente representa essas estruturas de Lewis?
Para descobrir como representar a estrutura de Lewis de um composto, existe um passo-a-passo maneiro. Olha aí:
1º) A gente precisa identificar o átomo central.
Normalmente, o átomo central está em menor quantidade e vai fazer um número maior de ligações.
Se mais de um átomo puder ser o central, a gente vai escolher o menos eletronegativo. Porque elemento muito eletronegativo não gosta tanto de compartilhar elétrons, e o átomo central tem que compartilhar bastante!
2º) Agora, a gente vai ligar os outros átomos ao átomo central, respeitando a valência do átomo central, ou seja, a regra do octeto.
Tipo assim, o carbono () tem 4 elétrons na camada de valência, então o máximo de ligações que ele pode fazer são 4 ().
3º) Se a valência do átomo central esgotar e ainda restarem átomos, a gente vai ligar os átomos restantes aos átomos que já estão ligados ao átomo central.
4º) Chegou a hora de contar os elétrons.
Aqui a gente vai contar os elétrons de valência de todos os átomos presentes na estrutura. Caso o composto apresente carga negativa, adicionamos elétrons na nossa conta. Caso o composto apresente carga positiva, retiramos elétrons.
5º) Precisamos completar os octetos e contar os elétrons na estrutura.
Vamos ver se todos os átomos completaram o octeto. Se alguém não completou, a gente coloca mais pares de elétrons nele.
Depois disso, a gente confere se o número total de elétrons na estrutura bate com o número de elétrons de valência que a gente contou no 4º passo.
Tá tudo muito abstrato né? Vamos fazer dois exemplos juntos!
Bora determinar a estrutura de Lewis do e do .
Pelo primeiro passo a gente vai escolher o átomo que está em menor quantidade como átomo central.
Então o átomo central do vai ser o C e do vai ser o N.
O segundo passo é ligar os outros caras ao átomo central. Fica assim:
O terceiro passo não é necessário, porque geral já ficou ligado ao átomo central.
Pro quarto passo, vamos contar quantos elétrons de valência existe naquelas moléculas ali:
Pro : O carbono tem 4 elétrons de valência () e cada hidrogênio tem 1 elétron de valência (). Então a molécula toda tem elétrons de valência.
Pro : O nitrogênio tem 5 elétrons de valência () e cada oxigênio tem 6 elétrons de valência () ). Então a molécula toda tem elétrons de valência. Mas o é um ânion de carga . Então ao invés de contar 17 elétrons, vamos contar 18. Ok?
No quinto passo a gente vai completar os octetos e contar os elétrons da estrutura de Lewis.
Começa contando quantos elétrons cada átomo tem. Se alguém tiver menos de oito elétrons, a gente precisa colocar mais elétrons nesse cara. Não esquece que o H completa o octeto com dois elétrons!
Pro :
Como cada ligação equivale a dois elétrons que pertencem aos dois átomos ao mesmo tempo, aqui o carbono está com oito elétrons e cada hidrogênio está com 2 elétrons: octetos completos.
A estrutura aí de cima tem 8 elétrons, que é exatemente o que a gente tinha contado pra molécula de no quarto passo, lembra? Então está tudo ok! A estrutura de Lewis do está pronta.
Vamos ver o :
Vish! Agora deu caô. Aqui o nitrogênio tá com 4 elétrons e cada oxigênio tá com 2 elétrons. Bora colocar mais elétrons nessa estrutura pra todo mundo completar o octeto.
Pode até estar feio, mas tá todo mundo de octeto completo. Normalmente, os pares de elétrons não ligados são representados por pontinhos ao invés de tracinhos:
Mas se a gente contar quantos elétrons tem aí, lembrando que cada tracinho valem dois elétrons, vamos achar 20 elétrons. E pelas nossas contas, essa molécula só podia ter 18!
Pra resolver, a gente vai fazer mais ligações.
Agora todo mundo tá com o octeto completo e o número total de elétrons também está ok. Pra representação ficar melhor ainda, a gente não pode esquecer de colocar o “menos” do ânion:
Uma forma de avaliar se a estrutura de Lewis tá coerente é através da determinação da carga formal.
Vamos ver o que é isso?
Carga Formal
Pra calcular a carga formal de um átomo a gente vai fazer a diferença entre o número de elétrons de valência que um átomo tem (de acordo com a sua configuração eletrônica) e o número de elétrons que ele tem na estrutura de Lewis, contando de um jeito bem específico.
Numa ligação, os dois elétrons pertencem aos dois átomos ao mesmo tempo. Porém, apenas pra determinar a carga formal, a gente faz essa contagem de uma forma diferente.
Pra carga formal, cada elétron da ligação vai ser considerado como pertencente a um único átomo.
Então a carga forma do carbono no é calculada assim:
Pela configuração eletrônica: 4 elétrons de valência ().
Pela estrutura de Lewis: 4 elétrons (apenas os elétrons em vermelho são considerados para o cálculo da carga formal).
Carga formal:
A carga formal de cada hidrogênio aí de cima também é zero
A carga formal do nitrogênio no :
Pela configuração eletrônica: 5 elétrons de valência ().
Pela estrutura de Lewis: 5 elétrons (só os elétrons em vermelho hein).
Carga formal:
Já pro oxigênio da esquerda:
Pela configuração eletrônica: 6 elétrons de valência ().
Pela estrutura de Lewis: 7 elétrons.
Carga formal:
E pro oxigênio da direita:
Pela configuração eletrônica: 6 elétrons de valência ().
Pela estrutura de Lewis: 6 elétrons.
Carga formal:
A carga formal não vai ter um significado físico ou químico pra nós. Ela só serve pra gente avaliar a nossa estrutura de Lewis mesmo.
O somatório geral das cargas formais dos átomos da molécula deve ser igual à carga da molécula.
Somando as cargas formais do carbono e dos hidrogênios no CH4, achamos zero. OK!
Somando as cargas formais do nitrogênio e dos oxigênios, achamos -1, que é a carga do !
Além disso, ao fazer a estrutura de Lewis de um composto, a gente deve sempre tentar fazer com que todas as cargas formais sejam o mais próximas possíveis de zero. Nem sempre isso é possível, mas tendo a opção, faremos isso.
Portanto, a gente acaba de criar um sexto passo para fazer estruturas de Lewis:
6º) Avaliar as cargas formais.
Ressonância
Sabe quando a gente viu que tinha elétron demais na estrutura do e fez uma ligação dupla entre o N e o O pra que os dois continuassem com o octeto completo, mas a estrutura como um todo passasse a ter menos elétrons?
Por que que a gente fez isso com o oxigênio da direita? Fazia diferença escolher o oxigênio da esquerda ou o da direita? Qual seria mais adequado?
Então... aqueles dois oxigênios são equivalentes! Portanto, não existe critério pra escolher se é melhor formar a dupla ligação entre o N e o O da esquerda ou o O da direita.
Por isso a gente considera que para a estrutura estar completa, devemos representar as duas possibilidades.
Olha só como fica a representação do :
Tá vendo? A gente tá representando as duas opções!
Aquele seta dupla ali do meio é a seta que a gente sempre usa em caso de ressonância. Ela não significa um equilíbrio! Não significa que aquelas duas estrutura estão se interconvertendo (um momento é a da esquerda, depois vira a da direita, depois a da esquerda...).
A seta da ressonância indica que as duas estruturas existem ao mesmo tempo!
Apenas uma daquelas estruturas é insuficiente pra mostrar o que realmente está acontecendo na molécula. Por isso, a melhor forma de representar uma molécula assim é através de uma mistura das estruturas de ressonância, o que a gente chama de híbrido de ressonância.
Tá vendo aqueles tracejados? Eles representam um par de elétrons que está deslocalizado. Ele não está nem entre o nitrogênio e o oxigênio da esquerda, nem entre o nitrogênio e o oxigênio da direita.
Essa “deslocalização” pode ser vista como um espalhamento da carga negativa. Como essa carga não está concentrada em um ponto da molécula, a estrutura do híbrido é mais estável do que qualquer uma das estruturas de ressonância individualmente.
E a gente acaba criando um sétimo passo na hora de representar as estruturas de Lewis:
7º) Considerar todas as estruturas de ressonância de uma espécie.
Exceções à regra do octeto
Como toda regra, a regra do octeto também tem suas exceções. E aqui não estamos falando de caras como o hidrogênio, o lítio e o hélio (que completam seus “octetos” com dois elétrons).
Outros caras não seguem a regra do octeto.
Alguns compostos possuem elétrons desemparelhados. Ao invés de formarem um parzinho de elétrons (:), o elétron aparece sozinho na estrutura (.).
Espécies com elétrons desemparelhados são chamadas de radicais.
Radicais existem na natureza e são muuuuuito reativos! Exatamente porque essa coisa de elétron desemparelhado é meio bizarro e ele fica tentando achar outro elétron pra se emparelhar.
Olha aí um cara com um elétron desemparelhado:
Nessa estrutura o carbono central aparece com 7 elétrons!
Além dos radicais, outra excessão muito importante à regra do octeto é a expansão do octeto.
Pra entender essa história, vamos pensar no nitrogênio e no fósforo. Olha aí a configuração eletrônica desses caras:
Os dois são da mesma família, então a configuração deles termina igualzinha, em p³. Por isso, tanto nitrogênio quanto fósforo completam o octeto ganhando 3 elétrons, fazendo três ligações:
Pro nitrogênio fazer mais ligações do que isso, ele precisa usar orbitais do nível 3, uma camada além da que ele tem preenchida ().
Pro fósforo fazer mais ligações, ele também vai usar orbitais do nível 3, no caso, subníveis do tipo 3d.
São observados compostos de octeto expandido (mais de três ligações) para o fósforo, mas não pra o nitrogênio.
Você tem algum palpite do porquê disso acontecer?
A diferença energética entre duas camadas é muito grande!
Por isso o nitrogênio não consegue fazer ligações usando uma camada originalmente desocupada!
Já o fósforo vai usar orbitais do subnível 3d para fazer mais ligações, estando no mesmo nível () que as outras ligações.
É por isso que elementos do segundo período da tabela periódica não expandem o octeto: sua camada de valência () não tem orbitais vazios de energia próxima! A partir do terceiro período, os átomos tem orbitais do tipo d no mesmo nível de seus orbitais ocupados!
A última excessão à regra do octeto que a gente vai ver acontece pros caras da família 13. Especialmente boro e alumínio. Muitas vezes esses caras fazem ligações e não completam o octeto, ficando com apenas 6 elétrons na camada de valência. Isso acontece especialmente quando eles se ligam a halogênios (família do flúor).
Muita coisa né? Vamos dar uma olhada nos exercícios pra organizar esses conceitos todos?
Carga Formal
Ressonância
Exceções à regra do octeto
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
Elaboração própria.
Indique as estruturas de Lewis dos compostos: , , , , e . 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 , , , , e , ambos os fatores convergem para, respectivamente:, , , , 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:
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 que ficou com 2.
Repara que a gente já colocou o 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 temos 8 elétrons; com 26 elétrons; com 20 elétrons; também com 20; também com 20 elétrons; e , com 32 elétrons.
A e o estão OK, com o número de elétrons igual ao da tabela do passo 4.
A molécula de 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.
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 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 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:
Cargas formais no :
Cargas formais no :
Existe outra forma de ressonância, onde a dupla ligação fica entre o central e o da esquerda.
Onde as cargas formais ficam:
Essas duas estruturas de ressonância são equivalentes. Levam a cargas formais semelhantes.
Cargas formais no :
Cargas formais no :
Se a gente tivesse resolvido colocar o par de elétrons extra num iodo do canto:
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 :
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 , onde a soma dá -1, exatamente por causa da carga negativa que esse cara carrega!
Resposta
Cargas formais em azul.
Exercício Resolvido #2
USP– Lista de Exercícios de Química Tecnológica Geral. Ligações Químicas. Questão 3.1. Modificada.
a) O que é a “regra do octeto”? Ela se aplica tanto aos compostos iônicos quanto aos covalentes? Dê exemplos.
b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto em seu nível de valência?
c) Sabendo que o enxofre pode expandir o octeto, cite alguém da mesma família que ele que não pode fazê-lo. Justifique.
d) Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s² 2s² 2p³, quantos elétrons ele deve ganhar para atingir um octeto?
Passo 1
a) A regra do octeto é uma teoria que afirma que os átomos encontram sua estabilidade máxima com oito elétrons na camada de valência (ou dois, para aqueles próximos ao hélio). Ela baseia-se na grande estabilidade e baixa reatividade (inércia química) observada nos gases nobres, tendo eles como “modelo de estabilidade”.
Ela se aplica tanto para compostos iônicos quanto para os covalentes sim!!!
Entre os iônicos, a gente pode citar , , , , ... Pro , por exemplo:
Ao formar a ligação iônica, o doa um elétron para o , formando o e o , ambos respeitando a regra do octeto.
Entre os covalentes, a gente pode citar o , o , o , o ... Olha o :
Com quatro elétrons na camada de valência, o precia fazer quatro ligações. Com um elétron na camada de valência, cada precisa fazer uma ligação.
Passo 2
b) O enxofre tem a configuração eletrônica assim:
Com 6 elétrons na camada de valência, ele só precisa ganhar 2 elétrons para completar o octeto.
Passo 3
c) O enxofre pode expandir o octeto porque ele está no 3º período da tabela periódica. Então ele tem subníveis d da 3ª camada disponíveis para serem usados.
O oxigênio, da família do enxofre, não pode expandir o octeto. Ele está no 2º período da tabela periódica e não tem subníveis vazios disponíveis para fazer ligações além do octeto.
Passo 4
d) Um átomo com essa configuração tem 5 elétrons na camada de valência, então ele precisa ganhar 3 elétrons para completar o octeto!
Resposta
a) ,
b) 2 elétrons
c) Oxigênio
d) 3 elétrons
Exercício Resolvido #3
UFMG – Lista de Exercícios de Química Geral. Ligação Covalente. Questão 01. Modificada.
O íon cianeto, possui o átomo menos eletronegativo, , no centro. O muito instável, tem a mesma fórmula, mas o átomo de está no centro.
a) Desenhe três possíveis estruturas de ressonância para o e calcule as cargas formais.
b) Com base nas cargas formais, decida qual é a estrutura de ressonância com a distribuição de cargas mais razoável. Justifique.
Passo 1
a) 1º passo é identificar o átomo central: o enuncido já manda a gente utilizar o como átomo central.
Passo 2
O 2º passo é ligar os outros átomos no átomo central:
Passo 3
O 3º passo é só no caso de restarem átomos. Não sobrou ninguém aqui!
Passo 4
O 4º passo é a contagem de elétrons de valência da estrutura.
Olha aí as configurações eletrônicas:
E a contagem do número de elétrons fica:
Passo 5
No 5º passo a gente completa o octeto da galera e conta os elétrons que estão na estrutura, fazendo os ajustes necessários!
Completando o octeto:
E a gente consegue contar 10 pares de elétrons, ou seja, 20 elétrons.
Mas pelas nossas constas no 4º passo, só poderiam ter 16. Então vamos ter que fazer umas duplas aí.
Beleza, a galara segue com o octeto completo e agora a gente tem 16 elétrons aí, exatamente como a gente tinha previsto.
Mas talvez você tenha feito assim:
Ou assim:
Essas são, justamente, as três possíveis estruturas de ressonância que o enunciado nos pede.
Passo 6
No sexto passo a gente vai calcular as cargas formais.
Configuração dos átomos pra contar os elétrons de valência:
Para a primeira estrutura:
Pro carbono: 4 elétrons de valência – 6 elétrons na estrutura de Lewis
Pro nitrogênio: 5 elétrons de valência – 4 elétrons na estrutura de Lewis
Pro oxigênio: 6 elétrons de valência – 6 elétrons na estrutura de Lewis
Como tem um cara com carga formal positiva e outro com carga formal negativa, dá vontade de fazer mais uma ligação entre o carbono e o nitrogênio pra melhorar as cargas formais. Mas nenhum desses caras pode expandir o octeto (são do segundo período). Então fica assim mesmo.
Vamos fazer o cálculo da carga formal mais “atalhado” para a segunda estrutura:
E para a terceira:
Em todos os casos, a soma global das cargas formais é igual a , que é a carga do CNO-. Se isso não acontecer, refaça as contas ou a estrutura! Tem alguma coisa errada.
Beleza, item a respondido!
Passo 7
b) Agora ele pede pra gente determinar qual das estruturas que a gente fez é a mais razoável, considerando as cargas formais.
A gente dá preferência para cargas formais o mais próximo de zero possível. Essas estruturas são mais estáveis, tem níveis de energia menores.
Se tem um cara com uma baita carga formal positiva perto de um cara com uma baita carga formal negativa, a tendência natural é que os elétrons se rearrenjem pra deixar as cargas mais “espalhadas”.
Por isso, a estrutura mais razoável é a terceira:
Além de não ter nenhuma carga dupla ou tripla, a carga negativa está, ao menos em parte, no oxigênio.
Levando em consideração que o oxigênio é mais eletronagativo que o carbono, seria estranho o carbono concentrar toda a carga negativa.
Passo 8
Beleza, exercício respondido.
Agora só uma observação.
Embora a terceira estrutura seja a mais “razoável” em termos de carga formal, as três estruturas que a gente encontrou contribuem para o híbrido de ressonância.
A questão é que as contribuições delas não são equivalentes!
A terceira estrutura contribui de forma mais significativa do que as outras.
É como se a carga negativa estivesse deslocalizada/espalhada pela molécula, mas mais concentrada onde a terceira estrutura indica.
Resposta
a)
b) A terceira é a mais razoável, baseando-se nas cargas formais.
Exercício Resolvido #4
UFRJ – Lista de Química Geral. Professor Eon. Questão 6.
Determine a estrutura de Lewis, incluindo formas de ressonância e cargas formais, da molécula de nitrometano ( e estão em posição central).
Passo 1
No passo 1 a gente identifica o átomo central. Aqui ele já nos diz que temos dois átomos centrais: o e o .
Passo 2
No passo 2 a gente liga os outros átomos aos átomos centrais.
Na própria fórmula dada no enunciado, já dá pra ter uma ideia de quem vai ligado a quem.
Do jeito que está escrito ali a gente entende que os 3 hidrogênios estão ligados ao carbono, enquanto os oxigênios estão ligados ao nitrogênio.
O nome do composto também nos diz isso: nitrometano era um metano () que “trocou” um por um grupo nitro ().
Bora parar de papo e ligar essa galera aí:
Passo 3
O passo 3 a gente só usa se sobrou alguém sem ligar aos átomos centrais. Não é necessário aqui.
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:
E agora a gente faz aquela tabelinha:
Passo 5
No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações pra chegar no número de elétrons certo.
Primeiro completando os octetos:
E contando aí, a gente fica com 26 elétrons. Temos que fazer uma dupla.
Se a gente fizer mais ligação com o carbono, ele explode! Hahaha carbono não faz mais que 4 ligações!
O lance é fazer uma dupla entre o nitrogênio e um dos oxigênios. Mas qual? Eles são equivalentes, né? Iguaizinhos!
Parece que vamos ter que fazer uma ressonância!
Então vamos fazer as opções possíveis e já calcular as cargas formais, que é o nosso passo 6 de sempre!
Passo 6
Para a estrutura da esquerda:
Sendo todos os hidrogênios equivalentes e o ,o oxigênio mais em cima.
Para a estrutura da direita:
Sendo todos os hidrogênios equivalentes e o ,o oxigênio mais em baixo.
Prontinho!
Resposta
Exercício Resolvido #5
UFRJ – Lista de Exercícios de Química Geral. Teoria de Lewis. Questão 04.
Escreva três estruturas ressonantes possíveis para o íons (não cíclico); mostre as cargas formais.
Passo 1
O primeiro passo é identificar o átomo central. Aqui só pode ser o nitrogênio mesmo!
Passo 2
O segundo passo é ligar os outros átomos ao átomo central.
Passo 3
No terceiro passo, podíamos ligar alguém que tivesse sobrado aos nitrogênios laterais.
Mas isso não é necessário aqui.
Passo 4
No quarto passo a gente conta quantos elétrons de valência existem na molécula.
Olha aí a configuração do enxofre e do nitrogênio pra ver o número de elétrons de valência:
Passo 5
No quinto passo a gente desenha mais tracinhos (ou pontinhos) na estrutura pra completar o octeto da galera e já representa a carga negativa da espécie.
Beleza, todo mundo com 8 elétrons.
E ainda no quinto passo a gente conta com quantos elétrons a nossa molécula ficou: 20 elétrons. Mas a gete disse que deveria ter 16, então precisamos fazer mais ligações entre os .
Passo 6
No sexto passo a gente vai calcular as cargas formais.
Configuração dos átomos pra contar os elétrons de valência:
Lembrando que a carga formal é o número de elétrons de valência menos o número de elétrons na estrutura de Lewis, contado daquele jeito todo especial onde cada elétron da ligação pertence a um átomo.
Vamos chamar os nitrogênios de , e , da esquerda para a direita, ok?
Somando as 3 cargas formas, temos -1, que é carga da espécie. Bom indício de que fizemos tudo certo até agora.
O nitrogênio, no segundo período, não expande o octeto. Então o cara do meio não pode mais fazer ligações!
A única coisa que podemos fazer aí é ressonância. Mas isso já é o sétimo passo.
Passo 7
O enunciado pediu 3 estruturas de ressonância. A gente só fez uma. Bora procurar mais duas:
A carga formal da estrutura do meio a gente já fez.
Pra estrutura bem da esquerda fica como?
E pra da direita:
Resposta
Exercício Resolvido #6
UFMG – Lista de Exercícios de Química Geral. Ligação Covalente. Questão 01. Modificada.
Representa todas as formas de ressonância para o íon .
Passo 1
O primeiro passo é identificar o átomo central. Como a gente tem 1 e 4 , vamos optar pelo como átomo central. Além disso, ele é o elemento menos eletronegativo.
Passo 2
O segundo passo é ligar os outros átomos ao átomo central.
Passo 3
No terceiro passo, podíamos ligar alguém que tivesse sobrado aos oxigênios.
Como isso não será preciso...
Passo 4
No quarto passo a gente conta quantos elétrons de valência existem na molécula.
Olha aí a configuração do enxofre e do oxigênio pra ver o número de elétrons de valência:
Passo 5
No quinto passo a gente desenha mais tracinhos (ou pontinhos) na estrutura pra completar o octeto da galera.
Beleza, todo mundo com 8 elétrons.
E, ainda no quinto passo, a gente conta com quantos elétrons a nossa molécula ficou.
16 tracinhos = 32 elétrons, exatamente como a gente esperava.
Só não pode esquecer de colocar a carga, afinal esse cara é um ânion!
Passo 6
No sexto passo a gente vai calcular as cargas formais.
Configuração dos átomos pra contar os elétrons de valência:
Pro enxofre: 6 elétrons de valência – 4 elétrons na estrutura de Lewis = +2
Pros oxigênios: 6 elétrons de valência – 7 elétrons na estrutura de Lewis = -1
Hmm. Somando tudo isso dá -2, conforma a carga do ânion (). Beleza!
Mas numa mesma estrutura tem átomo com carga formal positiva e átomo com carga formal negativa???
Então dá pra melhorar a estrutura:
Deslocando o par de elétrons de um oxigênio para o enxofre (e isso é ok, porque o é do terceiro período e pode alocar esse par de elétrons no subnível 3d), a gente continua com 32 elétrons na estrutura, mas agora a carga formal do enxofre é -1 e a de um dos oxigênios é 0.
Você percebe que nessa ligação a gente só usou elétrons do ? Nenhum do ?
Antigamente esse tipo de ligação era chamada de ligação covalente dativa, porque o oxigênio estaria “dando” elétrons pro enxofre.
Hoje em dia essa nomenclatura já caiu em desuso e a gente considera ela como uma ligação covalente e ponto.
Como ainda tem oxigênios com carga formal positiva e o enxofre ainda está com carga formal negativa, ainda dá pra melhorar!
Show! Enxofre com carga formal igual a zero, dois oxigênios com carga formal 0 e dois oxigênios com carga formal -1, cada.
Passo 7
E hora de pensar nas estruturas de ressonância.
Vamos ver quantas a gente consegue montar:
Caso você manje um pouquinho de análise combinatória, você pode pensar que a estrutura acima tem 2 duplas ligações e quatro posições possíveis.
E é por isso que temos 6 estruturas de ressonância!
A calculadora científica também faz isso. É só apertar uma tecla “nCr”. No caso aí de cima a gente usaria a tecla 4, depois a tecla nCr, depois a tecla 2!
Mas se você não puder usar a calculadora e a fórmula aí da análise combinatória parecer impossível, vai tentando todas as formas possíveis de colocar aquelas duplas na estrutura.
Resposta
Exercício Resolvido #7
UFMG – Lista de Exercícios Química Geral. Ligação Covalente. Questão 6.
a) Sabendo que os elétrons de uma molécula devem estar distribuídos de forma que as cargas nos átomos fiquem o mais próximo possível de zero, esboce a melhor estrutura de Lewis para o íon sulfito, , com base nas cargas formais.
b) Em solução aquosa o íon sulfito interage com os íons . O se liga ao átomo de ou ao átomo de no ? Justifique.
Passo 1
a) No passo 1, a gente identifica o átomo central. Como o está em menor quantidade e é menos eletronegativo, vamos apostar nele!
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 aqui.
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:
E agora a gente faz aquela tabelinha:
Passo 5
No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações pra chegar no número de elétrons certo.
Primeiro, completando os octetos:
E contando aí, a gente ficou com 26 elétrons. Exatamente como a gente tinha contado antes.
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 pertende a um átomo.
Estudo das cargas formais:
A gente não gosta muito de ver uma carga formal positiva e uma carga formal negativa assim né?
Nem sempre tem solução, mas como o pode expandir o octeto, a gente pode deslocar um par de elétrons de um oxigênio para fazer uma ligação com o pra ter cargas formais mais próximas de zero. Olha aí:
Presta atenção aqui.
Isso que a gente fez é diferente de quando a gente conta os elétrons e tem elétrons a mais e a gente precisa fazer ligações.
Quando isso acontece, a gente liga dois átomos e tira um par de elétrons de cada um.
Aqui não!
A gente não tá alterando o número total de elétrons na espécie (pode contar, segue sendo 26). A gente só tá movendo os elétrons do oxigênio em direção ao , numa ressonância. Aquele par de elétrons tá deslocalizado.
Isso só altera as cargas formais. Beleza?
Vamos ver como elas ficaram agora:
Contando os oxigênios de cima para baixo.
Agora nossas cargas formais estão mais próximas de zero do que antes, né? Melhor assim!
Passo 7
O nosso passo 7 é o estudo da ressonância.
Sim, vai ter ressonância. Sim, vai ter ressonância pra caramba!
Entre as estruturas de ressonância possíveis a gente vai ter a sem nenhuma ligação dupla e com uma ligação dupla entre o e um dos . 4 estruturas!
Mas o enunciado não pede isso.
Ele só quer uma estrutura com as melhores cargas formais.
É a estrutura com uma ligação dupla entre o e qualquer um dos oxigênios, como a gente já representou.
Passo 8
b) Agora ele quer saber com quem os íons vão interagir no íon sulfito.
Algum palpite???
Acertou quem disse “com os oxigênios”.
A carga negativa do íons sulfito não está “localizada”. Ela está dispersa pelos 3 oxigênios. Como carga positiva () interage com carga negativa, esse vai interagir com os oxigênios.
Resposta
a)
b) Ao átomo de oxigênio.
Exercício Resolvido #8
UFMG – Lista de Exercícios Química Geral. Ligação Covalente. Questão 09. Modificada.
(Adaptada) Os íons cianato, , e fulminato, , possuem a mesma fórmula, mas diferentes arranjos de átomos. Esse íons podem ser representados pelas estruturas de ressonância abaixo:
a) Calcule as cargas formais para cada uma das estruturas de ressonância dos íons cianato e fulminato.
b) Com base nas cargas formais, decida qual é a estrutura de ressonância com a distribuição de cargas mais razoável em cada caso. Justifique.
Passo 1
a) Para fazer o cálculo das cargas formais, precisamos saber o número de elétrons na camada de valência dessa galera:
Agora para o cianato, contando da esquerda para a direita.
Estrutura de ressonância 1:
Estrutura de ressonância 2:
Estrutura de ressonância 3:
E para o fulminato, contando da esquerda para a direita.
Estrutura de ressonância 1:
Estrutura de ressonância 2:
Estrutura de ressonância 3:
Passo 2
b) A estrutura de ressonância com a distribuição de cargas mais razoável é aquela onde as cargas formais em geral estão mais próximas de zero.
Por esse critério, para o íon cianato, as estruturas 1 e 2 seriam igualmente razoáveis.
No entanto, a gente vai preferir deixar com carga formal negativa o átomo mais eletronegativo, no caso o oxigênio.
Lembrando que a ordem de eletronegatividade na tabela periódica é:
Por isso a estrutura 2 do cianato é a com distribuição de cargas mais razoável.
Em relação ao fulminato, a única estrutura sem cargas formais duplas ou triplas é a estrutura 2. As outras ainda concentram a carga negativa no , o menos eletronegativo dos três átomos, o que não faz muito sentido.
Resposta
a) Cianato:
Estrutura de ressonância 1:
Estrutura de ressonância 2:
Estrutura de ressonância 3:
Fulminato:
Estrutura de ressonância 1:
Estrutura de ressonância 2:
Estrutura de ressonância 3:
b) Estrutura 2. Estrutura 2.
Exercício Resolvido #9
UFRJ – Lista de Química Geral. Professor Eon. Questão 5.
Determine a estrutura de Lewis e as cargas formais da molécula .
Passo 1
No passo 1, a gente identifica o átomo central. A gente procura o que está em menor quantidade e/ou menos eletronegativo.
Todos aqui estão na mesma quantidade.
Em relação à eletronegatividade, embora o seja o menos eletronegativo, ele não consegue fazer mais de uma ligação, então não pode ser o átomo central. Entre e , tem menor eletronegatividade e será nosso átomo central.
Passo 2
No passo 2 a gente liga os outros átomos ao átomo central.
Fica assim:
Passo 3
O passo 3 a gente só usa se sobrou alguém sem ligar ao átomo central. Não é necessário aqui.
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:
E agora a gente faz aquela tabelinha:
Passo 5
No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações pra chegar no número de elétrons certo.
Primeiro completando os octetos:
E contando aí, a gente fica com 14 elétrons. Mas fizemos as contas e só podemos ter 10! Hora de fazer ligações duplas/triplas.
Como não podemos fazer mais ligação com o , o jeito é:
Beleza, todo mundo de octeto completo e a molécula com 10 elétrons!
Passo 6
O passo 6 é o estudo das cargas formais.
Considerando que o tem 1 elétron na camada de valência, o tem 4 e o tem 5, nossas contas vão ficar assim:
Todo mundo com carga formal 0.
Resposta
A estrutura com as cargas formais em azul:
Exercício Resolvido #10
Elaboração própria.
Montre a estrutura de Lewis para o híbrido de ressonância do ânion carbonato, isto é, o .
Passo 1
No passo 1 a gente identifica o átomo central. A gente procura o que está em menor quantidade e/ou menos eletronegativo.
Tudo aqui aponta para o e a gente vai escolher ele como átomo central.
Passo 2
No passo 2 a gente liga os outros átomos ao átomo central.
Passo 3
O passo 3 a gente só usa se sobrou alguém sem ligar ao átomo central. Não é necessário aqui.
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:
E agora a gente faz aquela tabelinha:
Passo 5
No passo 5 a gente completa os octetos, conta os elétrons e faz mais ligações caso a gente precisa chegar no número de elétrons certo.
Primeiro completando os octetos:
E contando aí, a gente fica com 26 elétrons. Temos que fazer uma dupla. Afinal de contas a gente disse no passo 4 que a estrutura vai ter 24 elétrons!
A dupla será entre o C e qualquer um dos oxigênios. Eles são semelhantes!
Passo 6
Aqui a gente faz o estudo da cargas formal. Vamos chamar os oxigênios de 1, 2 e 3, contando da esquerda para a direita, ok?
Somando todas as cargas formais aí de cima, dá menos 2, que é a carga do nosso ânion! Beleza, bom sinal de que estamos fazendo tudo certinho!
O único “problema” é que aquela dupla ligação pode ser feita com qualquer átomo de oxigênio, né?
Isso é assunto pro próximo passo!
Passo 7
No passo 7 a gente estuda a ressonância.
Vamos ver as estruturas de ressonância do carbonato:
E não existe uma melhor que a outra porque as cargas formais ficam semelhantes nas três estruturas.
O hibrido de ressonância é, então, a “fusão” desses três caras aí de cima, com igual participação dos três:
E a gente fala que a ligação dupla está “deslocalizada”.
Resposta
