Background
the premise behind Lewis structures is the octet rule: that all atoms would like to be surrounded with an octet of electrons. É claro que existem, algumas exceções: átomos muito pequenos (h, Be E B) têm menos de um octeto, e alguns átomos do grupo principal com orbitais d de baixa energia (P, S, Cl, Br e I) podem ter mais do que um octeto. Isto é especialmente verdadeiro quando estes átomos são átomos centrais e combinados com átomos altamente eletronegativos.
desenhar estruturas correctas de Lewis é prática, mas o processo pode ser simplificado seguindo uma série de passos:
Passo 1. Conta todos os electrões de Valência para cada átomo. Adicionar ou subtrair elétrons se a estrutura for um anião ou catião, respectivamente.
Passo 2. Determinar quais átomos estão ligados um ao outro. Desenhar uma estrutura esquelética.
Passo 3. Conecte os átomos com um par de elétrons em cada ligação. Subtrair os electrões de ligação dos electrões de Valência total.
Passo 4. Adicionar pares de electrões a octetos completos para todos os átomos periféricos ligados ao átomo central. Cuidado com o hidrogênio-hidrogênio nunca tem mais de uma ligação ou um par de elétrons
Passo 5. Coloque os elétrons restantes no átomo central, geralmente em pares. A Regra do octeto pode ser excedida para P, S, Cl, Br Ou I.
Passo 6. Se o átomo central não tem um octeto, forma ligações duplas ou triplas movendo pares de elétrons de um ou mais átomos periféricos para alcançar um octeto.
Passo 7. Procurar estruturas de ressonância reorganizando ligações. A estrutura com as taxas formais totais mais baixas será a forma mais provável de encontrar na natureza. (Ver abaixo a explicação)
desenhando estruturas de Lewis
vamos olhar para um exemplo de como isso funciona usando uma molécula real. Considere a molécula mais responsável pelo efeito estufa, o dióxido de carbono (CO2).
para desenhar a estrutura de Lewis:
Passo 1. Contar todos os electrões de Valência para cada átomo:
carbono 1 x 4 electrões de Valência = 4 electrões
oxigénio 2 x 6 electrões de Valência = 12 electrões
Total = 16 electrões
Passo 2. Determinar quais átomos estão ligados um ao outro. Geralmente o átomo menos eletronegativo é o átomo central. No entanto, se a única escolha é entre um átomo mais eletronegativo e hidrogênio, o átomo mais eletronegativo será o átomo central (por exemplo, água). O hidrogênio nunca faz mais de uma ligação e, portanto, nunca pode ser o átomo central.
para o CO2, o carbono é o átomo menos eletronegativo por isso deve ser o átomo central.
Passo 3. Conecte cada átomo com um único par de elétrons ou uma única ligação: (16 elétrons de Valência – 4 elétrons de ligação = 12 elétrons restantes.)
Passo 4. Adicionar pares de electrões aos átomos periféricos para octetos:
Passo 5. Não restam electrões, mas o átomo central não tem um octeto!
Passo 6. Mover elétrons dos átomos periféricos, formando ligações duplas para dar ao átomo central um octeto:
Passo 7. Procurar estruturas de ressonância e identificar o que tem menores cargas formais:
para algumas moléculas, mais de uma estrutura pode ser desenhada. Note que uma estrutura de Lewis para dióxido de carbono pode ser escrita usando uma única ligação carbono-oxigênio de um lado e uma ligação tripla carbono-oxigênio do outro. Como se distinguem estas duas possibilidades? Como pode ser escolhida a estrutura mais importante, ou são todos igualmente prováveis? Quando várias estruturas podem ser desenhadas, elas são chamadas de estruturas de ressonância. Estruturas de ressonância
em estruturas de ressonância, todos os átomos estão na mesma posição relativa um ao outro, mas a distribuição de elétrons em torno deles é diferente. Para avaliar a importância de cada estrutura, a carga formal sobre cada átomo deve ser determinada.
carga Formal
carga Formal é uma forma um tanto arbitrária de descrever quantos elétrons um átomo parece ter em um composto particular. Supõe-se que pares de elétrons em ligações entre átomos sejam divididos igualmente entre os dois átomos. Pares de elétrons não ligados são contados como pertencentes ao átomo em que residem. Isto pode ser colocado em uma equação:
ou
a estrutura de ressonância mais estável é aquela em que:
1. Existe um número mínimo de taxas formais;
2. Se houver Encargos formais, tais como encargos são separados; e
3. Cargas formais negativas estão sobre os átomos mais eletronegativos e cargas formais positivas estão sobre os átomos menos eletronegativos.
para a estrutura de CO2 com duas ligações duplas, as taxas formais podem ser calculadas da seguinte forma::
Oxygens: Formal Carga = 6 – (4 + 1/2(4)) = 0
Carbono: Formal Carga = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Para o CO2 estrutura com uma única ligação tripla:
Oxigênio (único): Formal Carga = 6 – (6 + 1/2(2)) = -1
de Oxigênio (triplo): Formal Carga = 6 – (4 + 1/2(6)) = +1
Carbono: Formal Carga = 4 – ( 0+ 1/2(8)) = 0
Assim, enquanto ambas as estruturas funcionam como estruturas de Lewis, o que resulta em zero acusação formal, por qualquer dos átomos é mais estável e, portanto, mais provável que existe na natureza do que a acusações de ter em dois átomos de oxigênio.
números de oxidação
cargas formais precisam ser distinguidas dos números de oxidação (que também podem ser determinadas a partir das estruturas de Lewis). Números de oxidação são usados para indicar se uma molécula é neutra, rica em elétrons ou pobre em elétrons. As regras para determinar os números de oxidação são encontradas no seu manual. Um breve resumo destas regras é dado aqui:
1. O número de oxidação de um elemento na sua forma elementar é 0 (aplica-se aos átomos isolados e aos elementos moleculares, por exemplo, Cl2 e P4.,)
2. O número de oxidação de um íon monatômico é o mesmo que sua carga (por exemplo, número de oxidação de Na+ = +1, e o de S2 – is-2.)
3. Em compostos binários, ao elemento com maior eletronegatividade é atribuído um número de oxidação negativo igual à sua carga se encontrado em compostos iônicos simples (por exemplo, no composto PCl3 o cloro é mais eletronegativo do que o fósforo. Em simples compostos iônicos Cl tem uma carga iônica de 1 -, de modo que seu estado de oxidação em PCl3 é -1)
4. A soma dos números de oxidação é zero para um composto eletricamente neutro e é igual à carga global para uma espécie iônica.
5. Metais alcalinos exibem apenas um estado de oxidação de +1 em compostos.
6. Metais alcalinos da terra exibem apenas um estado de oxidação de +2 em compostos.Uma vez que estruturas de Lewis são desenhadas com sucesso, elas podem ser usadas para prever a geometria da nuvem de elétrons, forma molecular e polaridade de moléculas e íons. Para uma discussão completa, consulte o seu manual. Em particular, olhe para as representações tridimensionais para todas as geometrias e formas.
geometria da nuvem de elétrons e geometria Molecular
a geometria da nuvem de elétrons em torno de um átomo central é determinada pelo número de grupos de elétrons ao seu redor. Cada conjunto (2, 3, 4, 5 e 6) tem um nome e arranjo diferentes no espaço tridimensional. Nuvens elétricas, todas negativas, são mais estáveis quando separadas o mais longe possível uma da outra. Isto é chamado de teoria da repulsão de pares de elétrons da camada de Valência (VSEPR). Enquanto a geometria da nuvem de elétrons descreve a orientação dos elétrons em torno do átomo central, a geometria molecular descreve o arranjo dos átomos periféricos.
a experiência
no laboratório ser-lhe-á apresentado seis modelos moleculares como desconhecidos. O teu trabalho é dar-lhes nomes. Você também será solicitado a determinar seu par de elétrons e geometrias moleculares medindo seus ângulos de ligação usando um transferidor. É fornecida uma folha de trabalho contendo outras questões que devem ser completadas para cada uma das moléculas. Você deve fazer cinco cópias adicionais da planilha para usar durante a aula. Estas folhas de trabalho serão então usadas como a seção de dados do seu relatório de laboratório.