Teoria VSEPR/RPECV
Teoria
Opa! Você é novo aqui? O RespondeAí é o seu guia completíssimo para te ajudar nas matérias de exatas! Bora aprender sobre o modelo VSEPR?
Então, antes de qualquer coisa, pra que serve o modelo VSEPR?
Esse modelo complementa a Teoria de ligação de Valência (TLV) e ele é usado para prever as formas de moléculas e íons poliatômicos e ainda de brinde nos ajuda a descobrir a hibridização do átomo central.
No modelo VSEPR a gente vai considerar que o que define o arranjo espacial das ligações dentro das moléculas é a repulsão elétron-elétron, tanto dos elétrons envolvidos em ligações, quanto dos pares de elétrons não ligantes.
Ah, e caso vc esteja estranhado a sigla, VSEPR significa Valence Shell Electron Pair Repulsion,em inglês, ou em português Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência, RPECV ou TREPV.
Como funciona o Modelo VSEPR?
De um modo geral, os pares de elétrons se organizam no espaço de modo a se afastarem o máximo possível, minimizando a repulsão entre eles.
Podemos usar a molécula de água como exemplo, para entender como o modelo VSEPR funciona na prática!
Pela sua fórmula de Lewis, podemos ver os
Então próximo passo é desenhar a molécula levando em conta o espaço ocupado pelos elétrons desemparelhados em uma disposição em que os distancia ao máximo:
Na prática a gente faz de conta que os pares desemparelhados são ligações e desenhamos como essa molécula ficaria no espaço, nesse caso chegamos ao arranjo espacial tetraédrico e a geometria da molécula de água vai ser angular!
E se o arranjo espacial é tetraédrico, isso significa que a hibridização do átomo central é
No tetraedro, a distância entre as ligações costumava ser de
Caso não houvessem os pares de elétrons não ligantes, a molécula seria linear, com um
Agora que descobrirmos a geometria molecular da água, podemos ver umas regras do modelo VSEPR para casos gerais!
Regras do modelo VSEPR
- Todos os pares de elétrons da camada de valência ocupam espaço e se repelem;
- Pares de elétrons não-ligantes repelem mais que os que estão envolvidos em ligações, afinal de contas eles estão mais “livres”;
- Ligações duplas repelem mais do que ligações simples, porque possuem maior densidade eletrônica (são dois pares de elétrons, né);
- Ligações triplas repelem mais do que ligações duplas, porque possuem ainda mais densidade eletrônica;
Arranjo espacial x Geometria molecular
Muita atenção à diferença entre essas duas coisas!
Arranjo espacial é como os pares de elétrons se organizam no espaço e esta relacionado com a hibridização do átomo central, enquanto a geometria espacial leva em consideração apenas as posições dos átomos.
Vimos que para a molécula da água o arranjo espacial é tetraédrico, mas a geometria molecular é angular, pois temos 3 átomos formando um “ângulo”.
Logo a geometria depende do arranjo espacial, afinal a gente só pode ter átomo nas posições onde estão os pares de elétrons (ligantes).
Arranjo espacial
Para ficar mais claro, vamos ver alguns outros exemplos! Vamos desenhar a estrutura de Lewis do metano
Como o
Chegamos em um arranjo espacial tetraédrico em ambos os casos, logo eles terão tem hibridização
Geometria
No caso do
Nesse caso, como todas as ligações são equivalentes, ele forma um tetraedro perfeito, com
Já no caso do
Nesse caso, como temos que considerar a repulsão do par de elétrons, o ângulo entre as ligações cai pra de
Outras Representações
Existem várias possibilidades de arranjos espaciais e geometrias, na imagem abaixo temos algumas representações em 3D que podem te ajudar a visualizar.:
E aqui temos exemplos de geometrias de algumas moléculas:
Na hora de prever o arranjo espacial, uma dica é, no caso de elétrons desemparelhados você sempre deve colocar o par de elétrons na posição mais distante das outras possíveis.
Usando um exemplo da figura acima, o
Você pode reparar que o átomo de cloro da esquerda esta mais “longe” dos demais, certo? Então se pegarmos o exemplo do
Dessa forma temos um arranjo espacial bipiramidal trigonal, mas e a geometria?
Como o par de elétrons não compartilhado repele mais as outras ligações, então os outros ângulos ficam um pouco mais “fechados”. Essa geometria aí fica conhecida como tetraedro distorcido. Tem gente que chama de “gangorra” (e realmente lembra, se você olhar ela de lado).
Tabela Resumo
E agora pra encerrar com chave de outro a gente tem uma tabelinha que resume todas as geometrias/arranjos espaciais!
Ficou com dúvida? Para entender mais, assista o vídeo a seguir:
Agora podemos praticar com exercícios!!!
Arranjo espacial x Geometria molecular
Outras Representações
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
USP/IQSC – Lista de Exercícios de Química Geral. Prof. Sérgio Akinobu. Questão 07. Modificada.
Definir para cada átomo de nitrogênio e carbono o tipo de hibridação que apresenta segundo os compostos que ele forma:
a)
b)
c)
d)
e)
Passo 1
a) A gente começa fazendo a estrutura de Lewis pra molécula.
O passo-a-passo tem que estar no sangue!
1°. Identificar o átomo central: quem tá em menor quantidade é o N (e o H só faz um ligação, vai).
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 nitrogênio e 3 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Os hidrogênios já estão com 2 elétrons cada. Pro nitrogênio ainda faltam 2 elétrons pra fechar 8:
E a estrutura ficou com os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do N, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
“Ah, mas porque ele vai hibridizar se ele pode ficar com o par de elétrons no s e usar os três orbitais p pras ligações?”
De fato, isso é uma possibilidade. Via de regra, porém, a hibridização diminui a energia do sistema, diminui as repulsões... então ela é energeticamente favorável.
Ao fazer a hibridização, o átomo de nitrogênio diminui um pouco a energia dos 3 orbitais p e aumenta um pouco a energia do orbital s.
No final das contas o saldo é positivo! Se não ele não hibridizaria! E a gente sabe que ele hibridiza porque, experimentalmente, o arranjo espacial da molécula é tetraédrico.
Passo 2
b) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: com dois átomos não tem átomo central né. É um ligado no outro e pronto.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 2 nitrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 10 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 14 elétrons! Pra chegar nos 10 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer uma tripla!
Agora sim! Número de elétrons corretos e regra do octeto obedecida!
6°. Estudo das cargas formais.
Cada hidrogênio tem 5 elétrons de valência e aparece com 5 elétrons aí em cima (contando daquele jeitinho especial pra carga formal).
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital ? Pra fazer tripla, onde tem uma ligação e duas , o cara vai precisar de dois orbitais . É por isso que os nitrogênios vão reservar 2 orbitais e hibridizar um orbital com um orbital só.
A hibridização de cada um deles fica do tipo .
Passo 3
c) Estrutura de Lewis pro
1°. Identificar o átomo central: em molécula diatômica não tem essa, vai.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência: só ligar um no outro!
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 1 oxigênio, o número de elétrons de valência será:
Então 10 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 14 elétrons. Vamos precisar de um tripla pra chegar nos 10 elétrons previstos!
Agora sim! 10 elétrons e octetos completos.
6°. Estudo das cargas formais.
A gente que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
A gente pode pensar em ressonância:
Nas primeira estrutura o carbono tem que guardar dois orbitais . Então a hibridação vai ser . Na segunda, ele só guarda um . Mas mesmo assim só hibridiza dois orbitais, um com aquele par de elétrons isolados que aparece ali, e outro pra ligação . A hibridzação segue sendo .
Passo 4
d) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: C está em menor quantidade e é menor eletronegativo!
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 2 oxigênios, o número de elétrons de valência será:
Então 16 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 20 elétrons! Pra chegar nos 16 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer uma dupla entre o carbono e cada um dos oxigênios.
Agora sim! Número de elétrons corretos e regra do octeto obedecida!
6°. Estudo das cargas formais.
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Lembra que pra fazer ligação dupla o átomo precisa guardar um orbital ? O carbono precisa de dois orbitais , uma pra cada ligação . Então a hibridação dele será do tipo . Assim ele fica com dois orbitais hibridizados, um para cada ligação .
Passo 5
e) pra acabar!
1°. Identificar o átomo central: carbono.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 carbono e 4 hidrogênios, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Já tá todo mundo de octeto completo! E a estrutura tem os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer que as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Show!
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do C, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
Resposta
a)
b)
c)
d)
e)
Exercício Resolvido #2
Elaboração própria.
Para cada uma das moléculas abaixo, escreva a estrutura de Lewis, as cargas formais de cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada espécie.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Passo 1
a) Nossa querida água: !
1°. Identificar o átomo central: como não pode ser o H, só nos resta o O.
2°. Ligar todo mundo no átomo central, respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 oxigênio e dois hidrogênio, o número de elétrons de valência será:
Então 8 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
Os hidrogênios já estão com 2 elétrons cada. Vamos precisar de pares de elétrons no oxigênio.
E a estrutura ficou com os 8 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
Agora você pode pegar a tabela lá do fim da teoria e ver que o tem 4 pares de elétrons ao redor do átomo central e é do tipo , então a hibridação será .
Ou você olha a distribuição eletrônica do O, vê que ele precisa de 4 orbitais e que ele vai ter que hibridizar o orbital s com 3 orbitais p.
Olha aí que quando ele hibridiza o orbital s com 3 orbitais p, o oxigênio fica com dois pares de elétrons e dois orbitais prontos pra fazer ligação! Igualzinho à nossa estrutura de Lewis!
Com hibridação o arranjo espacial é tetraédrico e a geometria com apenas dois ligantes é angular (o que também está na tabela da teoria).
Passo 2
b) Próxima:
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o P.
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 fósforo e 3 cloros, o número de elétrons de valência será:
Então 26 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 26 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro P. Ele tem 4 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 4 orbitais! A hibridação é ! Com essa hibridação ele fica com um par de elétrons isolado e 3 orbitais prontinhos pra ligar!
Como a gente já viu vááárias vezes, essa hibridação leva ao arranjo espacial tetraédrico. Como só temos 3 ligantes, a geometria fica piramidal.
Passo 3
c) Próxima:
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o P.
2°. Ligar todo mundo no átomo central. A gente não precisa respeitar a valência do P porque ele pode expandir o octeto, beleza?
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 fósforo e 5 cloros, o número de elétrons de valência será:
Então 40 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 40 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro P. Ele tem 5 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 5 orbitais! Pra disponibilizar 5 orbitais, além de usar o orbital e 3 orbitais , ele ainda vai precisar de um orbital . Por isso a hibridação dele é .
Essa hibridação nos leva ao arranjo bipiramidal trigonal.
Esse arranjo tem duas posições axiais (A) e três posições equatoriais (E):
Como a gente tem 5 ligantes no , todas as posições do arranjo vão estar ocupadas e a geometria da molécula também será bipiramidal trigonal.
Passo 4
d) É a vez do .
1°. Identificar o átomo central: to em dúvida entre I, I ou I.
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 3 iodos e uma carga negativa, o número de elétrons de valência total será:
Então 22 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completando o octeto da galera:
E a estrutura ficou com 20 elétrons! A gente precisa de mais dois elétrons. Esse par de elétrons extra pode ser colocado em qualquer um dos iodos. Na verdade, ele vai ficar deslocalizado pela molécula, afinal todos os iodos atraem esse par de elétrons extra da mesma forma. A estrutura mais significativa vai ser aquela com as melhores cargas formais:
O número de elétrons está ok: 22! Bora ver essas cargas formais!
6°. Estudo das cargas formais.
Para a primeira estrutura:
Para a segunda estrutura:
Para a terceira estrutura:
Parece que a melhor estrutura de Lewis pro é a segunda mesmo.
E nessa estrutura o central tem 5 pares de elétrons. Então, além de usar o orbital e os três orbitais , ele vai precisar de um orbital . A hibridação fica , o que nos leva ao arranjo espacial bipiramidal trigonal.
Com apenas dois ligantes, os elétrons não ligantes ficam o mais distante possível (ângulo de 120° na base triangular). Os iodos vão ocupar as posições axiais, e a geometria da molécula será linear:
Passo 5
e) :
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o .
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 enxofre e 6 flúors, o número de elétrons de valência na molécula será:
Então 48 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 48 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro S. Ele tá com 6 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 6 orbitais! O que significa que ele vai usar um orbital , três orbitais e ainda dois orbitais . A hibridação será do tipo .
Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial octaédrico! Como a molécula tem 6 ligantes, a geometria também será octaédrica!
Passo 6
f) :
1°. Identificar o átomo central: em menor quantidade e menos eletronegativo, o
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 xenônio e 4 flúors (qual o plural de flúor, gente?), o número de elétrons de valência na molécula será:
Então 36 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 36 elétrons! Beleza!
6°. Estudo das cargas formais.
Cargas formais calculadas!
Agora olha ali pro Xe. Ele tá com 6 pares de elétrons ao redor dele! Então ele precisa de 6 orbitais! O que significa que ele vai usar um orbital , três orbitais e ainda dois orbitais . A hibridação será do tipo .
Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial octaédrico! Como a molécula tem 4 ligantes, a molécula coloca os dois pares de elétrons não ligantes o mais longe possível e fica com geometria quadrado planar:
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #3
USP – Lista de Exercícios de Química Tecnológica Geral 2015. Questão 16.
As moléculas e são descritas como trigonais planas. Essa informação define exatamente seus ângulos de ligação? Por quê?
Passo 1
E aí? O que você acha?
Se o B faz três ligações simples e você já sabe que elas estão no mesmo plano (porque o enunciado diz que a molécula é planar), essas ligações vão ficar o mais distantes possíveis uma das outras, né?
Por isso os ângulos na molécula de serão de 120°.
Passo 2
O é um cara cheio de ressonância. Olha ele aí:
Por que é importante a gente ver isso?
Porque se houvesse apenas uma dupla ligação, ela ia repelir as outras ligações e os ângulos não seriam equivalentes.
Como existe ressonância e as duplas ligações estão igualmente distribuídas pela molécula, a repulsão vai ser equivalente em todas as ligações.
Então, assim como no , todos os ângulos serão iguais a 120°.
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #4
Unicamp – IQ – Química Geral e Inorgânica – P3 2015.1. Prof. Nelson. Questão 02.
As moléculas , e possuem fórmulas moleculares do tipo . Determine a forma espacial para cada uma delas.
Passo 1
A diferença entre esses caras vai ser o número de elétrons no átomo central. Isso que vai definir a hibridação do átomo central e, assim, o arranjo espacial da molécula.
Passo 2
Vamos ver a estrutura de Lewis dessa galera.
1°. Identificar o átomo central: Si, S e Xe, respectivamente. São os átomos em menor quantidade e, além disso, são menos eletronegativos que o flúor, então estão mais OK em dividir os elétrons (fazer ligações).
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos de cada molécula.
Para o , a gente tem 1 silício e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
Para o , a gente tem 1 enxofre e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
Para o Xe, a gente tem 1 silício e 4 flúors. O número de elétrons de valência total será:
5°. Completar o octeto da galera:
E contando aí nas estruturas, as três estão com 32 elétrons. Pelas contas que fizemos no passo 4, precisamos colocar mais dois elétrons na estrutura do e mais quatro no . Fica assim:
Número de elétrons, ok! Vamos pro próximo passo.
6°. Estudo das cargas formais.
É.. parece bom!
Estruturas de Lewis prontas. Vamos começar a pensar em hibridação.
Passo 3
O silício tá comportando 4 pares de elétrons, todos envolvidos em ligações. Pra isso ele precisa de 4 orbitais. Por isso, ele vai hibridizar o orbital e os três orbitais , formando quatro orbitais do tipo .
Essa hibridação gera o arranjo espacial tetraédrico. Como as quatro posições do tetraedro serão ocupadas por ligantes, a geometria da molécula também será tetraédrica.
Passo 4
No enxofre, a gente tem cinco pares de elétrons: quatro ligantes e um não ligante. Pra abrigar toda essa galera, o enxofre precisa de 5 orbitais. É por isso que ele vai hibridizar o orbital , três orbitais e ainda um o orbital .
Com isso, o enxofre forma 5 orbitais do tipo .
Essa hibridação leva ao arranjo espacial bipiramidal trigonal.
Como uma das posições é ocupada por par de elétrons, a geometria da molécula será tetraedro distorcido.
A gente não pode esquecer que aquele par de elétrons ali repele mais as outras ligações, empurrando elas de modo a diminuir os ângulos entre elas.
Passo 5
Nosso querido xenônio ficou com 6 pares de elétrons: quatro ligantes e dois não ligantes. Pra isso ele precisa de 6 orbitais: o orbital , três orbitais e ainda dois orbitais do tipo .
Assim o xenônio forma 6 orbitais híbridos do tipo . O que o leva a um arranjo espacial octaédrico.
No arranjo octaédrico as posições são todas equivalentes. Então você pode colocar os pares de elétrons onde preferir, desde que estejam a 180° entre si, ok?
Como só 4 posições do octaedro estão ocupadas, a geometria da molécula será quadrado planar.
Resposta
: arranjo espacial tetraédrico, geometria tetraédrica;
: arranjo espacial bipiramidal trigonal, geometria tetraedro distorcido;
: arranjo espacial octaédrico, geometria quadrado planar.
Exercício Resolvido #5
USP – Lista de Exercícios sobre Ligações Químicas. PQI 2110. Questão 4.5. Modificada.
Considere as moléculas , , , e . Defina suas geometrias moleculares e ânguloes de ligação. Com base nesses dados, identifique eventuais estados hibridizados e momentos de dipolo elétrico nestas moléculas.
Passo 1
Respira fundo e vai:
Pra começar, precisamos das estruturas de Lewis:
1°. Identificar o átomo central: considerando aquela história do cara que está em menor quantidade, os átomos centrais serão C, O, N, B e Si né?
2°. Ligar todo mundo no átomo central.
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
A contagem de elétrons de valência fica assim:
Pro , com um carbono e dois oxigênios:
Pro , com um oxigênio e doi hidrogênios:
Pro , com um nitrogênio e três flúores:
Pro , com um boro e três iodos:
Pro , com um silício e quatro hidrogênios:
Elétrons contados, vamos pro próximo passo.
5°. Completar o octeto da galera.
Bora encher aquelas estruturas de dois pontinhos, até todo mundo ficar com 8 elétrons (com exceção do hidrogênio, que completa o octeto com dois).
O ficou com 20 elétrons e precisa ficar com 16: precisamos fazer ligações múltiplas.
O já tá comportadinho, com os 8 elétrons calculados no 4° passo.
O também não vai dar dor de cabeça.. 26 elétrons, como queremos.
O ficou com 26 elétrons e só pode ter 24. A solução “normal” seria fazermos ligação múltipla. Mas se você forçar muuuuuuuito a sua memória, talvez consiga lembrar que num tempo longínquo comentamos que o boro é um cara estranho e às vezes completa um pseudoocteto com 6 elétrons. Bem.. é isso que ele vai fazer aqui. Vamos tirar aquele par de elétrons não ligante dele.
O tambémm tá comportado.. 8 elétrons. Nenhuma alteração precisa ser feita.
Com as alterações, nossas estruturas ficam assim:
6°. Estudo das cargas formais.
Que coisa mais linda! Estruturas de Lewis prontas.
Aí você quase fica feliz.. e lembra que só foi a metade da questão.
Passo 2
O enunciado pede pra achar a hibridação pela geometria, e não o contrário.
Pro , colocando as ligações o mais distante possível, a gente fica com a geometria linear, onde o ângulo entre as ligações é de 180°.
Essa geometria (e esse arranjo) são típicos da hibridação . Também poderia ser , caso houvesses 5 pares de elétrons ao redor do átomo central e só dois ligantes.
Com essa hibridação, o carbono “guarda” dois orbitais para as ligações .
Quanto ao momento dipolo da molécula: cada ligação C=O é polar, uma vez que a eletronegatividade do C é diferente da eletronegatividade do O. Como o O é mais eletronegativo, o momento dipolo parte do carbono em direção ao oxigênio.
Agora, como as ligações estão distantes por 180°, com um vetor momento dipolo apontando pra cada lado, o vetor resultante é nulo e a molécula é apolar!
Passo 3
Na molécula de água, agora.
O oxigênio coloca aqueles quatro elétrons o mais distante possível uns dos outros. Com isso forma um arranjo tetraédrico, típico da hibridação .
No tetraedro os ângulos entre as ligações é de 109,5°. Porém, na molécula de água, com duas posições sendo ocupadas por pares de elétrons isolados (não ligantes), com maior repulsão, o ângulo entre os dois hidrogênios diminui um pouco, ficando em torno de 104°,105°.
Bem, no arranjo tetraédrico om dois ligantes, a geometria da molécula é angular.
As ligações O-H são polares e o polo negativo é o oxigênio. Considerando a geometria angular, os momentos dipolo vão se anular na horizontal, mas serão somados na vertical: a molécula de água é polar!
Passo 4
Na molécula de , o nitrogênio tem 4 pares de elétrons pra acomodar. E colocando eles o mais longe possível, o arranjo espacial fica tetraédrico.
Os ângulos entre as ligações de um tetraedro comum seria 109,5°. Como uma das posições é ocupada por um par de elétrons não ligante, que oferece mais repulsão, as outras ligações vão se aproximar um pouco, formando ângulos de cerca de 107° entre si.
O arranjo tetraédrico é típico da hibridação .
Como só existem ligantes em três posições, a geometria fica piramidal.
As N-F são polares, sendo o F mais eletronegativo. Considerando a geometria piramidal, o momento dipolo total/resultante da molécula é diferente de zero, e a molécula é polar.
Passo 5
Nossa estrutura de Lewis pro mostra 3 pares de elétrons no boro. Afastando esses pares de elétrons o máximo possível, a molécula vai se organizar num arranjo espacial trigonal planar. Sem pares de elétrons não ligantes, todas as posições são ocupadas por ligantes e a geometria também será trigonal planar.
Assim os ângulos entre as ligações serão de 120°. Como as três ligações são equivalentes, não há distorções nos ângulos: a molécula é um triângulo planar “perfeito”.
O arranjo trigonal planar é típico da hibridação .
Embora cada ligação B-I seja polar, o momento dipolo resultante é nulo e a molécula é apolar.
Passo 6
Nossa estrutura de Lewis pro mostra 4 pares de elétrons no silício. Afastando esses pares de elétrons o máximo possível, a molécula vai se organizar num arranjo espacial tetraédrico, onde os ângulos entre as ligções são de, aproximadamente, 109,5°.
O arranjo tetraédrico é típico da hibridação .
Como todas as posições são ocupadas por ligantes (nenhum par de elétrons não ligante), não há distorções e a geometria da molécula é tetraédrica perfeita.
As ligações Si-H são polares, mas o momento dipolo resultante é nulo, tal que a molécula de é apolar.
Resposta
: geometria linear, ângulo de 180°, hibridação , molécula apolar.
: geometria angular, ângulo
: geometria trigonal piramidal, ângulo
: geometria trigonal planar, ângulo de 120°, hibridação , molécula apolar.
: geometria tetraédrica, ângulo de 109,5°, hibridação , molécula apolar.
Exercício Resolvido #6
USP – Lista de Exercícios sobre Ligações Químicas. PQI 2110. Questão 11. Modificada.
a) Como uma molécula polar difere de uma apolar?
b) Os átomos X e Y têm diferentes eletronegatividades. A molécula diatômica XY será necessariamente polar? Explique.
c) Quais destas moléculas devem ter momento dipolo resultante diferente de zero (explique): ?
Passo 1
a) Para que uma molécula seja polar ela precisa possuir ao menos uma ligação polar, que gere um momento dipolo, e que os seus momentos dipolo não se anulem entre si. Ou seja, que seu momento dipolo resultante seja diferente de zero.
Para isso, precisamos conhecer a geometria da molécula, de modo a determinar a orientação dos diferentes vetores de momento dipolo e verificar se os mesmos terão suas intensidades somadas ou canceladas entre si.
Em uma molécula polar, o centro de carga negativa não coincide com o centro de carga positiva.
Passo 2
b) Sim!!!
Como as eletronegatividades são diferentes, vai existir um momento dipolo na ligação entre X e Y. Como não existem outras ligações na molécula, não existe a possibilidade dde um outro momento dipolo anular aquele formado entre X e Y.
A molécula será polar.
Passo 3
c) A molécula de será apolar, pois não existe diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação.
A molécula de será polar, uma vez que a diferença de eletronegatividade entre C e O gera um momento dipolo na molécula.
A molécula de será apolar. Embora cada uma das ligações C=O seja polar, os dois momentos dipolo formados estão na mesma direção, mas em sentidos opostos. Assim o momento dipolo resultante é nulo.
A molécula de será polar. As ligações O-H são polares pela diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos. Como a geometria da água é angular, os momentos dipolo não se anulam e a molécula possui um momento dipolo resultante diferente de zero.
Resposta
a) Ela possui momento dipolo resultante diferente de zero.
b) Sim.
c) e .
Exercício Resolvido #7
UFRJ – IQ – Prova de Química Geral. Prof. Luiz Fernando Malta. Questão 02. Modificada.
Desenha as estruturas de Lewis, escreve as geometrias moleculares e dê as hibridações dos átomos centrais das seguintes espécies moleculares:
a)
b)
c)
d)
Passo 1
Respira fundo e vai:
a) Estrutura de Lewis pro :
1°. Identificar o átomo central: aqui você precisa pensar que o Br é um halogênio e ele só faz uma ligação, então o átomo central vai ser o O! No fundo, mesmo que você “escolha” o Br, vai dar tudo certo. Vou fazer dos dois jeitos pra você ver!
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
Como você vai respeitar a valência do Br, você só pode ligar um cara nele, que será o oxigênio. Caso você tenha escolhido o oxigênio como átomo central, não temos problema!
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém. No caso de você ter escolhido o Br, o H ainda não ligou com ninguém. Então vamos ligar o H no oxigênio (que ainda tem ligações pra fazer).
Pronto! Exatamente a mesma coisa, independente da “escolha” do átomo central!
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 bromo, 1 oxigênio e 1 hidrogênio, o número de elétrons de valência será:
Então 14 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com os 14 elétrons previstos no 4° passo!
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Show! Encontramos nossa estrutura de Lewis!
Agora o oxigênio, com 4 pares de elétrons e nenhuma dupla, vai precisar de 4 orbitais híbridos. Então a hibridação dele é do tipo .
O arranjo espacial de uma molécula em torno de um átomo é tetraédrico, mas só duas posições estão ocupadas! Então a geometria molecular é angular.
No fundo esse cara ai é tipo a água, trocando um H por um Br.
Passo 2
b)
1°. Identificar o átomo central: na verdade ele já tá escrito na ordem que a gente vai desenhar. De qualquer forma a escolha por eletronegatividade cairia no C também.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 enxofre, 1 carbono e 1 nitrogênio mais aquela carga negativa do ânion, o número de elétrons de valência será:
Então 16 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 20 elétrons! Pra chegar nos 16 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer duas ligações .
E todas as estruturas acima são possíveis. Embora a central seja a com menor participação (olha ali as cargas formais dela), e a da esquerda a de maior participação, com a carga negativa no elemento mais eletronegativo.
Você pode escolher qualquer uma das estruturas acima. Em todas ela o átomo central o carbono, precisa reservar dois orbitais para as ligações . Então ele só pode hibridizar o orbital com um orbital , assumindo hibridação .
Com dois orbitais afastados o máximo possível, a molécula assume geometria e arranjo espacial linear.
Passo 3
c) Estrutura de Lewis pro :
1°. Identificar o átomo central: Br está em menor quantidade e é menos eletronegativo.
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando as valências.
Tá, a valência do Br não foi super respeitada. Mas o cara é do 4° período da tabela e pode muito bem expandir o octeto né?
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 bromo e 3 flúores, o número de elétrons de valência na molécula será:
Então 28 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 26 elétrons. A gente não tá super acostumado a fazer isso, mas situações drásticas eigem medidas drásticas. A única forma de atingir os 28 elétrons que calculamos é colocando mais um par de elétrons no Br (afinal o F não expande o octeto).
6°. Estudo das cargas formais.
Hmm. Parece que a estrutura tá maneira hein!
7°. Estudo da ressonância.
Não tem como as cargas formais ficarem melhores do que isso né? Então essa vai ser nossa estrutura mais significativa!
Agora é a hora da hibridação.
O Br tá com 5 pares de elétrons ao redor dele. Pra comodar essa galera ele precisa de 5 orbitais. Então ele vai hibridizar o , os três e ainda precisar de um orbital . Assim ele forma 5 orbitais híbridos .
Essa hibridação nos leva ao arranjo espacial bipiramidal trigonal.
Com os dois pares de elétrons em posições equatoriais (com 120° entre eles), a molécula assume a geometria em forma de T.
Passo 4
d) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: S está em menor quantidade e é menor eletronegativo!
2°. Ligar todo mundo no átomo central respeitando a valência:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 enxofre e 2 oxigênios, o número de elétrons de valência será:
Então 18 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 20 elétrons! Pra chegar nos 18 elétrons previstos no 4° passo, vamos precisar fazer uma dupla entre o enxofre e um dos oxigênios.
Agora sim! Número de elétrons correto e regra do octeto obedecida!
6°. Estudo das cargas formais.
Como a gente podia muito bem escolher com quem íamos fazer a ligação dupla, é óbvio que tem ressonância.
Aquelas carguinhas ali são as cargas formais ok?
Nas duas estruturas, o enxofre coloca os três pares de elétrons ao redor dele o mais longe possível (a ligação não conta, porque está amarrada na ). Assim, o arranjo espacial será trigonal planar e a geometria angular.
A geometria trigonal planar é típica da hibridação . Assim o S ainda guarda um orbital pra fazer a ligação .
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #8
UFRJ – IQ – Lista de Exercícios de Química Geral. Questão 04.
Baseado na teoria RPECV, explique:
a) Ângulo de ligação no .
b) Ângulo de ligação no .
c) A análise cristalográfica do revela que o átomo central encontra-se no mesmo plano de apenas um dos ligantes.
Passo 1
a) Nas moléculas de , os ângulos entre as ligações são de, aproximadamente, 90°.
Pro Sb esse ângulo fica bem próximo de 90° mesmo, então a gente pode acreditar que cada H tá interagindo com um orbital do Sb (já que cada orbital fica sobre um eixo, formando ângulos de 90° entre si).
No As, o ângulo vai pra 92° e 94° no P.
O que isso nos indica?
P, As e Sb estão na mesma família. No Sb, que é maior, a repulsão entre as ligações é muito pequena, então as ligações ficam ok sobre os eixos x, y e z.
Conforme os átomos diminuem, as repulsões aumentam e as ligações se afastam, aumentando o ângulo entre elas.
Com o átomo de P é menor que o átomo de As, as ligações se afastam mais no P.
A gente sabe, ainda, que no os ângulos são de quase 109°. Como o N é muito pequeno, as ligações se afastam tanto que é energeticamente favorável pro N hibridizar os orbitais .
Passo 2
b) Vamos olhar as estruturas de Lewis desses caras pra ver se alguma ideia surge na nossa cabeça.
1°. Identificar o átomo central: em todos eles será o Cl, em menor quantidade e menos eletronegativo.
2°. Ligar todo mundo no átomo central.
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Como todas as espécies tem uma carga negativa, precisamos adicionar essa carga na conta dos elétrons que vão aparecer nas nossas estruturas.
A quantidade de elétrons de cada estrutura será:
5°. Completar o octeto da galera.
A primeira estrutura está com 32 elétrons, a segunda com 26 elétrons e a terceira com 20 elétrons.
Porém, é melhor a gente olhar as cargas formais.
6°. Estudo das cargas formais.
A gente quer as cargas formais o mais próximo possível de zero!
Pro :
Pro :
Pro :
Hmm.
Então o ideal seria tentar diminuir as cargas formais, compartilhando uns elétrons do oxigênio com o Cl. E isso é ok porque o Cl pode expandir o octeto!
Dessa forma, o Cl precisa afastar ao máximo 4 pares de elétrons, em todas as estruturas.
No ele vai formar um tetraedro, com ângulo entre as ligações de 109,5°.
No , embora ele forme um tetraedro, uma das posições é ocupada por um par de elétrons não ligante, que repele mais que pares de elétrons ligantes. Assim, o ângulo entre as ligações será um pouco menor do que 109,5°.
No , com dois pares de elétrons não ligantes no cloro, o tetraedro será ainda mais distorcido, e o ângulo entre as ligações será ainda menor.
Atenção! O tetraedro que a gente tá falando é o arranjo espacial das moléculas. As geometrias dessaes caras são, respectivamente, tetraédrica, piramidal e angular.
Passo 3
d) Passo-a-passo da estrutura de Lewis pra .
1°. Identificar o átomo central: Te está em menor quantidade e é menor eletronegativo!
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 telúrio e 5 flúores e uma carga negativa, o número de elétrons será:
Então 42 elétrons precisam aparecer na nossa estrutura!
5°. Completar o octeto da galera.
E a estrutura ficou com 40 elétrons. Precisamos colocar mais elétrons em alguém. Como o F não expande o octeto, o jeito é colocar no Te.
Agora sim! Número de elétrons corretos!
6°. Estudo das cargas formais.
Show!
Agora, com 6 pares de elétrons ao redor do telúrio, a gente espera um arranjo octaédrico.
Assim a gente pode pensar que os quatro flúores da base quadrada estão no mesmo plano do Te, o que acontece num octaedro perfeito. Mas, como o par de elétrons lá em cima repele mais do que um par de elétrons ligante, as quatro ligações da base são empurradas para baixo. Assim, apenas um F fica no mesmo plano do Te.
A geometria do ânion é piramidal de base quadrada.
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #9
UFRJ – Química Geral. Prof. Jean Eon. Questão 01. Modificada.
Na molécula , o nitrogênio é o único átomo central. Escreva a estrutura de Lewis da molécula. Determine a geometria usando o modelo VSPER
Passo 1
Vamos montar a estrutura de Lewis desse cara.
1°. Identificar o átomo central: o enunciado já diz que é o nitrogênio.
2°. Ligar todo mundo no átomo central.
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Com 1 nitrogênio, 1 flúor e 2 oxigênios, o número de elétrons será:
Então 24 elétrons precisam aparecer nas nossas estruturas!
5°. Completar o octeto da galera.
A estrutura ficou com 26 elétrons. Como o F não expande o octeto, ele só pode fazer uma ligação mesmo. Já o oxigênio pode fazer duas e a gente vai fazer uma dupla entre o N e um dos O.
E a gente já deixou as cargas formais ali: +1 para o N e -1 para um dos O.
Por ressonância:
Passo 2
Estrutura pronta, hora de se preocupar com arranjo espacial e geometria.
O enunciado pede pra usarmos o VSPER, e não a TLV... Então não vamos falar de hibridação, ok?
O nitrogênio precisa de 3 “posições” ao redor dele: uma para a ligação com o flúor e duas para a ligação com os oxigênios (sendo que a dupla ocupa uma única posição).
Pos isso o arranjo espacial, assim como a geometria molecular, será trigonal planar!
Resposta
Trigonal Planar
Exercício Resolvido #10
UFRJ – IQ – Lista de Exercícios de Química Geral. Questão 03.
Represente as estruturas eletrônicas (octeto expandido preferencialmente) e faça uma previsão da geometria dos compostos ,, , ,,, (enxofre é o átomo central), e
Passo 1
Estrutura de Lewis:
1°. Identificar o átomo central.
Na ordem do enunciado, usando os critérios de menor quantidade e menor eletronegatividade: Br, Sb, Se, S, S, P, S, S e Xe.
2°. Ligar todo mundo no átomo central:
3°. O terceiro passo a gente só usa quando sobrar átomo sem ligar em ninguém.
4°. Contar o número de elétrons de valência dos átomos da molécula.
Pega aí a cnfiguração eletrônica dessa galera:
E a contagem de elétrons pra cada estrutura (não esquece de somar elétron em quem tem carga negativa).
5°. Completar o octeto da galera.
E contando com quantos elétrons as estruturas ficaram:
E agora vamos ver caso a caso.
Passo 2
Pro , a gente preveu 28 elétrons e a nossa estrutura está com 26 elétrons. Vamos precisar colocar mais um par de elétrons na estrutura. Se você der uma olhada rápida nas cargas formais, vai ver que quem está precisando de par de elétrons é o Br.
A nova estrutura fica:
Aí a carga formal de geral é zero.
Como o Br tem que acomodar 5 pares de elétrons o mais longe possível, o arranjo espacial será bipiramidal trigonal.
Colocando os pares de elétrons nas posições que ficam 120° distantes (as outras formam ângulos de 90°), a geometria do composto fica “em forma de T” (esse é o nome real da geometria).
Como a repulsão dos elétrons não ligantes é mais forte, os ângulos entre as ligações Br-F ficam um pouco menores que 90°.
Passo 3
Pro a gente preveu 34 elétrons e só 32 apareceram. Precisamos colocar mais 2, e eles ficarão no Sb (tá com carga formal positiva e o F não expande octeto).
A estrutura de Lewis fica:
Onde a carga formal dos flúores fica zero e a do Sb é -1, fazendo com que a carga total da estrutura seja -1.
Se tem cinco pares de elétrons ao redor do Sb, o arranjo espacial será o bipiramidal trigonal. Com apenas 4 ligantes, a geometria será do tetraedro distorcido.
Passo 4
Pro a gente preveu 28 elétrons, mas até agora a nossa estrutura está com 26. Vamos colocar mais um par de elétrons no selênio.
A estrutura de Lewis fica:
Enquanto a carga formal de cada flúor é , a carga formal do Se é .
Mais uma vez o arranjo é bipiramidal trigonal e a geometria será em forma de T.
Passo 5
Pro a contagem de elétrons já ficou correta. 26 elétrons esperados foram contabilizados.
Na estrutura de Lewis o S precisa acomodar 4 pares de elétrons, o que fará num arranjo tetraédrico. Como existem apenas 3 ligantes, a geometria da molécula será piramidal.
Nessa estrutura a carga formal de cada cloro é , do S é e do O é .
Ops!
Se tem uma carga formal positiva e uma negativa, talvez dê pra melhorar essa estrutura né?
Como o S pode expandir o octeto, a gente pode pegar um par de elétrons isolado no oxigênio e compartilhar ele entre o O e o S, fazendo uma dupla.
Isso não muda o arranjo da molécula porque a ligação dupla tá “amarrada” numa posição só. A única coisa que vai mudar é que a dupla tem repulsão maior que a simples, então o ângulo entre o oxigênio e os cloros será maior que o ângulo dos cloros entre si.
Passo 6
Pro a contagem de elétrons já ficou correta. 32 elétrons esperados foram contabilizados.
Mas todos os átomos periféricos estão com carga formal enquanto o S central tem carga formal .
Como o S pode expandir o octeto, vamos melhorar as cargas formais transferindo pares de elétrons dos átomos periféricos para o S central.
Com isso, a quantidade de elétrons na estrutura não é alterada, mas as cargas formais ficam mais próximas de zero.
Como a gente podia ter escolhido quaisquer posições pra colocar as duplas, vai haver ressonância. Mas a gente não precisa fazer o estudo da ressonância pra prever a geometria.
Só é bom lembrar que, como a dupla está “espalhada” entre todas as ligações, as repulsões entre elas são aproximadamente iguais. O que não ocorre quando a dupla está localizada (sem ressonância).
Com quatro posições ao redor do átomo central e todas elas ocupadas por ligantes, o arranjo espacial e a geometria da espécie serão tetraédricos.
Passo 7
A contagem de elétrons para o deu certinho. Vamos dar uma olhada nas cargas formais?
Enquanto o P está com , cada O tem . E como o P pode expandir o octeto, a gente pode doar um par de elétrons de um O pra ele ficar com carga formal .
O P precisa, então, de quatro posições ao redor dele, todas ocupadas por ligantes. Assim, o arranjo espacial e a geometria serão tetraédricos.
Passo 8
Na estrutura do , além da contagem de elétrons estar correta, as cargas formais são todas iguais a zero. Portanto, não vamos fazer nenhuma modificação.
Com seis pares de elétrons ao redor do S, todos eles ligantes, o arranjo espacial da molécula, assim como sua geometria, será octaédrico.
Passo 9
Para a estrutura do , o número de elétrons está ok. Vamos ver as cargas formais.
A carga formal de cada flúor é zero, do nitrogênio é e a do enxofre é .
Se a gente compartilhar um par de elétrons do N com o S:
As cargas formais do N e do S ficam, respectivamente, e . Vamos compartilhar mais um par de elétrons?
Todo mundo com carga formal igual a zero. Seu Lewis fica contente!
Com 4 posições ao redor do S, todas ocupadas por ligantes, a geometria coincide com o arranjo espacial da molécula: tetraedro.
E como a repulsão de uma ligação tripla é maior que a repulsão de uma ligação simples, o ângulo entre as ligações S-F ficará um pouco menor que em um tetraedro uniforme.
Passo 10
Para a estrutura do , o número de elétrons está ok. Vamos ver as cargas formais.
Se um oxigênio compartilha um par de elétrons com o Xe, sua carga formal vai pra zero, a do Xe diminui e isso é ok porque o Xe pode expandir o octeto.
Fazendo o mesmo com todos os oxigênios:
O número de elétrons segue o mesmo e a carga formal de geral tá igual a zero. Show ou show?
Hora da geometria da molécula!
Quatro posições ao redor do átomo central nos leva ao arranjo espacial tetraédrico. Como só 3 posições estão ocupadas por ligantes, vamos ter a geometria piramidal:
Se você fez esse exercício até o final, você definitivamente merece um chocolate.
Resposta
forma de T
tetraedro distorcido
forma de T
piramidal
tetraedro
tetraedro
octaedro
tetraedro
piramidal