Estrutura de Lewis

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A estrutura de Lewis de um átomo de carbono, mostrando os seus quatro electrões de valência.

A Estrutura de Lewis, também conhecido como diagrama de ponto, modelo de Lewis ou representação de Lewis, é uma representação gráfica que mostra os enlaces entre os átomos de uma molécula e os pares de elétrons solitários que possam existir. O diagrama de Lewis pode-se usar tanto para representar moléculas formadas pela união de seus átomos mediante enlace covalente como complexos de coordenação. A estrutura de Lewis foi proposta por Gilbert Lewis, quem introduziu-o pela primeira vez em 1916 em seu artigo "A molécula e o treco".

As estruturas de Lewis mostram os diferentes átomos de uma determinada molécula usando seu símbolo químico e linhas que se traçam entre os átomos que se unem entre si. Em ocasiões, para representar a cada enlace, usam-se pares de pontos em vez de linhas. Os elétrons desapartados (os que não participam nos enlaces) se representam mediante uma linha ou com um par de pontos, e se colocam ao redor dos átomos aos que pertence.

Representação dos átomos[editar | editar código-fonte]

Aos diferentes átomos põe-se-lhes um ponto (ou uma cruz) ao redor de seu símbolo pela cada electrón da capa de valência. Como a quantidade máxima de electrones possível são oito, se colocam por casais: uma na parte superior, outra na inferior, um par à esquerda e outro à direita. Primeiro deve-se pôr um na cada posição, e depois se completam os casais, exceptuando o hélio; seus dois electrones aparecem juntos.

Moléculas[editar | editar código-fonte]

As moléculas mais simples têm um átomo central que fica rodeado pelo resto de átomos da molécula. Nas moléculas formadas por vários átomos de um elemento e um só de outro elemento diferente, este último é o átomo central. Nos compostos criados por átomos diferentes de diferentes elementos, o menos electronegativo é o átomo central, exceptuando o hidrógeno. Por exemplo, no dicloruro de tionilo (SOCl2), o átomo central é o azufre. Geralmente, nestas moléculas singelas primeiro há que unir a cada átomo não central com o central mediante um enlace simples.

Em alguns casos é difícil determinar o átomo central, em general quando todos os átomos dos elementos do composto aparecem mais de uma vez na molécula. Nestas ocasiões, a determinação de quais átomos se encontram unidos a quais átomos se deve realizar de algum outro modo, já seja por prova e erro ou mediante o conhecimento prévio de estruturas que possam resultar similares.

Elétrons[editar | editar código-fonte]

Quando a estrutura de Lewis é molecular há que utilizar formulas adequadas. O número total de elétrons representados em um diagrama de Lewis tanto faz à soma dos elétrons de valência da cada átomo. Os elétrons que não se encontram na capa de valência de um determinado átomo não se representam.

Quando os elétrons de valência têm sido determinados, devem localizar na estrutura. Eles devem ser localizados inicialmente como pares solitários: um par de pontos pela cada par de elétrons disponível. Os pares solitários devem-se pôr inicialmente nos átomos externos (com excepção do hidrógeno) até que a cada átomo externo tem oito elétrons em pares de vinculação e pares solitários; os pares solitários extra devem ser localizados no átomo central. Quando há dúvidas, os pares solitários devem ser localizados nos átomos mais elétrons negativos primeiro.

Uma vez que todos os pares solitários têm sido localizados, os átomos, especialmente os centrais, podem não ter um octeto de elétrons. Nesse caso, os átomos devem formar um enlace duplo; um par solitário de elétrons é movido para formar um segundo enlace entre os dois átomos. Bem como o par do enlace é compartilhado entre os dois átomos, o átomo que originalmente tinha o par solitário segue tendo um octeto; e o outro átomo agora tem dois elétrons mais em sua última capa.

Fora dos compostos orgânicos, só uma minoria dos compostos tem um octeto de elétrons em sua última capa. Octetos incompletos são comuns para os compostos dos grupos 2 e 13 tais como o berílio, boro, e alumínio. Compostos com mais de oito elétrons na representação da estrutura de Lewis da última capa do átomo, são chamados hipervalentes, e são comuns nos elementos dos grupos 15 ao 18, tais como o fósforo, azufre, iodo e xenón.

As estruturas de Lewis para iones poli-atómicos devem ser desenhadas mediante o mesmo método. Quando se contam os electrones, os iones negativos devem ter elétrons extra localizados em suas estruturas de Lewis; os iones positivos devem ter menos electrones que uma molécula neutra.

Quando se escreve a estrutura de Lewis de um ion, a estrutura inteira é localizada entre corchetes, e o ónus se escreve como um exponente no rincão direito superior, fora dos corchetes.

Um método mais simples tem sido proposto para construir estruturas de Lewis eliminando a necessidade de contar os electrones: os átomos são desenhados mostrando os elétrons de valência, os enlaces são formados, então, formando casais de elétrons de valência dos átomos envolvidos no processo de criar enlaces, anions e cations são formados acrescentando ou removendo elétrons dos átomos apropriados.

A regra do octeto[editar | editar código-fonte]

Segundo a regra do octeto, os átomos são mais estáveis quando conseguem oito elétrons na camada de valência, sejam pares solitários ou compartilhados mediante enlace covalente. Considerando que a cada enlace covalente simples contribui dois electrones à cada átomo da união, ao desenhar um diagrama ou estrutura de Lewis, há que evitar atribuir mais de oito electrones à cada átomo.

No entanto, há algumas excepções. Por exemplo, o hidrógeno tem um só orbital em sua capa de valência, a qual pode aceitar como máximo dois electrones; por isso, só pode compartilhar seu orbital com só um átomo formando um só enlace. Por outra parte, os átomos não metálicos a partir do terceiro período podem formar "octetos expandidos" isto é, podem conter mais que oito orbitais em sua capa de valência, pelo geral colocando os orbitais extra em subniveles.

Regra dos 18 elétrons e dos 32 elétrons[editar | editar código-fonte]

Artigo principal: Regra dos 18 elétrons

A regra dos 18 elétrons aplica-se para átomos a partir do quarto período da tabela periódica, os quais podem completar 18 elétrons para encher seus orbitais e conseguir uma configuração de elemento químico conhecido como superextragasnoble. De forma similar, a partir do sexto período os átomos podem completar 32 elétrons para encher seus orbitais.

Ónus Formal[editar | editar código-fonte]

Artigo principal: Ónus formal

Em termos das estruturas de Lewis, o ónus formal é utilizada na descrição, a comparação e o encargo das prováveis estruturas topológicas e das estruturas de ressonância determinando o ónus electrónico evidente da cada átomo dentro, baseado sobre seu covalencia exclusiva assumida da estrutura do ponto do electrón ou o enlace covalente não polar. Isto tem usos determinando o possível reconfiguração dos electrones quando se refere aos mecanismos de reacção, e geralmente resulta o mesmo signo que o ónus parcial do átomo, com excepções. Em general, o ónus formal de um átomo pode ser calculada usando a seguinte fórmula, as definições não regulares assumidas para a margem de benefício utilizaram:

Cf = Nv - Oue - Bn , onde:

•Cf é o ónus formal. •Nv representa o número de electrones de valência em um átomo livre do elemento. •Oue representa o número de electrones não compartilhados do átomo. •Bn representa o número total de enlaces que o átomo tem com outro átomo. O ónus formal do átomo é calculada como a diferença entre o número de electrones de valência que um átomo neutro poderia ter e o número de electrones que pertencem a ele na estrutura de Lewis. Os electrones nos enlaces covalentes são divididos equitativamente entre os átomos envolvidos no enlace. O total do ónus formais em um ion deve ser igual ao ónus do ion, e o total do ónus formais em uma molécula neutra deve ser igual a zero.

Ressonância[editar | editar código-fonte]

Para algumas moléculas e ions, resulta difícil determinar quais pares solitários devem ser movidos para formar enlaces duplos ou triplos. Este é, algumas vezes, o caso quando átomos múltiplos do mesmo tipo rodeiam o átomo central, e isto é especialmente comum para átomos poliatómicos, isto é átomos não esreocentros.

Quando isto ocorre, a estrutura de Lewis para a molécula é uma estrutura de ressonância, e a molécula existe como um híbrido de ressonância. A cada uma das diferentes possibilidades é superpuesta nas outras, e considera-se que a molécula possui uma estrutura de Lewis equivalente à média destes estados.

O ion do nitrato (NO3-), por exemplo, deve formar um enlace duplo entre o nitrógeno e um dos oxigénios para satisfazer a regra do octeto para o nitrógeno. No entanto, como a molécula é simétrica, não importa qual dos oxigénios forma o duplo enlace. Neste caso, existem três estruturas de ressonância possíveis. Para expressar a ressonância quando se desenha a estrutura de Lewis, deve se fazer ou desenhando a cada uma das formas de ressonância possíveis e localizando as setas dupla dirigidas entre eles ou bem usando linhas discontinuas para representar os enlaces parciais.

Quando se comparam as estruturas de ressonância para a mesma molécula, usualmente aquelas com o menor ónus formal contribuem mais ao híbrido total da ressonância. Quando o ónus formais são necessárias, as estruturas de ressonância que têm ónus negativas nos elementos mais electronegativos e ónus positivos nos elementos menos electronegativos são favorecidas.

Exemplo: Estrutura de Lewis para o íon de nitrito[editar | editar código-fonte]

A fórmula do íon de nitrito é NO2-

•Passo um: Escolher o átomo central. Existe só um átomo de nitrógeno, e é o átomo com menos electronegatividade, pelo que é o átomo central por critérios múltiplos. •Passo dois: Contar os electrones de valência. O nitrógenio possui 5 electrones de valência; a cada oxigénio possui 6, para um total de (6 x 2) + 5 = 17. O ion possui um ónus de -1, o que nos indica um electrón extra, pelo que o número total de electrones é de 18. •Passo três: Localizar os pares iónicos. A cada oxigénio deve ser enlaçado ao nitrógeno, que usa quatro electrones - dois na cada enlace. Os 14 electrones restantes devem ser localizados inicialmente como 7 pares solitários. A cada oxigénio deve tomar um máximo de 3 pares solitários, dando-lhe à cada oxigénio 8 electrones, incluindo o par do enlace. O sétimo par solitário deve ser localizado no átomo de nitrógeno. •Passo quatro: Cumprir a regra do octeto. Ambos átomos de oxigénio possuem 8 electrones atribuídos a eles. O átomo de nitrógeno possui só 6 electrones atribuídos. Um dos pares solitários do oxigénio devem formar um duplo enlace, e ambos átomos funcionarão fazendo o enlace. Portanto, devemos ter uma estrutura de ressonância. •Passo cinco: Desenhar a estrutura. As duas estruturas de Lewis devem ser desenhadas com a cada átomo de oxigénio dupla-enlaçado com o átomo de nitrógeno. O segundo átomo de oxigénio na cada estrutura estará enlaçado de maneira simples com o átomo de nitrógenio. Ponha os corchetes ao redor da cada estrutura, e escreva o ónus () no rincão superior direito afora dos corchetes. Desenha uma seta dupla entre as duas formas de ressonância.

Ver também[editar | editar código-fonte]