4 Ligacao Quimica Estruturas Lewis

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Ligação Química
Estruturas de Lewis
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Ligação Química
Estruturas de Lewis
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 As primeiras tentativas de explicar a natureza das ligações
químicas vêm do trabalho independente de G. N. Lewis e W.
Kössel.
• O conceito central contido no trabalho desses pesquisadores
é que os átomos reagem para adquirir na camada de
valência a configuração do gás nobre mais próximo na
tabela periódica. Esse paradigma é chamado de regra do
octeto, e se relaciona à estabilidade e inércia química dos
gases nobres.
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G.N. Lewis
Universidade da Califórnia,
Berkeley
W. Kössel
Universidade de Munique
Ligação Química
Estruturas de Lewis
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 Dois tipos principais de ligações químicas foram propostas
pelos dois pesquisadores:
 iônica, que se estabelece entre íons formados após
transferência de elétrons entre átomos;
 covalente, resultado do compartilhamento de elétrons pelos
átomos.
 Os conceitos e explicações que resultam da proposta de
Lewis e Kössel são ainda satisfatórios para explicar muitos dos
questionamentos que se apresentam na química orgânica de
hoje. Vamos reexaminar esses dois tipos de ligação em bases
mais modernas.
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Ligação Química
Estruturas de Lewis
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 Ligação Iônica
É a força atrativa de natureza eletrostática entre íons de
cargas opostas. A reação entre átomos com
eletronegatividades muito diferentes constitui-se em uma das
possibilidades de formação de íons. Como por exemplo, a
reação entre lítio, um metal típico com eletronegatividade
muito pequena, e flúor, um halogênio, que é o elemento de
maior eletronegatividade:
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Li F Li
+
+ F+
-
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 Neste processo lítio perde um elétron, formando cátion lítio
(Li+ ), e flúor recebe o elétron , formando o ânion fluoreto (F-)
 Segundo a teoria de Lewis e Kössel, a formação desses íons é
previsível, já que eles têm configurações eletrônicas de gases
nobres, resultando em maior estabilidade :
 Li+ tem a configuração do 2He (1s
2);
 F- tem a configuração do 10Ne (1s
22s22p6).
 O composto formado é um sólido cristalino, de fórmula LiF,
em que os íons formados compõem uma rede cristalina.
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Estruturas de Lewis
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 Os compostos iônicos são sólidos cristalinos, em que os íons
de cargas opostas se alternam em redes cristalinas de variados
tipos.
 As ligações iônicas são forças eletrostáticas fortes e, em razão
disso, os compostos iônicos apresentam altos pontos de fusão.
 Compostos iônicos são solúveis em solventes polares, como a
água, capazes de solvatar os íons em solução. Tais soluções
geralmente conduzem corrente elétrica.
 Compostos iônicos binários, como LiF, só se formam quando
átomos com eletronegatividades muito distintas reagem. Há
transferência de elétrons e formação de íons.
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A estrutura de um cristal de cloreto de sódio é um arranjo 
tridimensional de íons, em que cada íon sódio é rodeado 
por íons cloreto, e cada íon cloreto é circundado por íons 
sódio. 
Configurações Eletrônicas 
Íons Monoatômicos 
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 Podemos predizer as fórmulas mais prováveis dos
compostos iônicos binários a partir da estrutura
eletrônica de seus cátions e ânions.
 Elementos do bloco s formam cátions pela perda de
elétrons até atingir a configuração do gás nobre do seu
cerne.
 Os metais do grupo IA, metais alcalinos, formam cátions
monovalentes, (por exemplo Li+, Na+, K+), cuja
configuração é a do gás nobre anterior.
 Os metais do grupo IIA, metais alcalino-terrosos, formam
cátions divalentes, por exemplo Mg2+, Ca2+,Ba2+.
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11Na
+ 1s22s22p611Na 1s
22s22p63s1 -1é
[Ne]
3Li 1s
22s1 -1é
[He]
3Li
+1s2
19K 1s
22s22p63s23p64s1
[Ar]
-1é
19K
+ 1s22s22p63s23p6
12Mg 1s
22s22p63s2
-2é
12Mg
2+ 1s22s22p6
[Ne]
20Ca 1s
22s22p63s23p64s2 -2é 20Ca
2+ 1s22s22p63s23p6
[Ar]
56Ba 1s
22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
[Xe]
56Ba
2+ 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
-2é
Íons Monoatômicos 
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 No grupo IIIA (ns2np1), o alumínio é o elemento metálico
mais abundante da crosta terrestre, e forma o cátion
13Al
3+(1s22s22p6).
 Os metais do bloco d, ao formarem cátions, perdem
primeiramente os elétrons ns mais externos e depois
elétrons em (n-1)d. Exemplos:
30Zn
2+ (1s22s22p63s23p63d10);
29Cu
+ (1s22s22p63s23p63d10);
29Cu
2+ (1s22s22p63s23p63d9)
Íons Monoatômicos 
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 Os não metais usualmente ganham elétrons, formando 
ânions com configuração do gás nobre posterior. 
Exemplos:
9F
- (1s22s22p63) – íon fluoreto; 
17Cl
- (1s22s22p63s23p6) – íon cloreto;
16S
2- (1s22s22p63s23p6) - íon sulfeto.
Símbolos de Lewis
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Ligação Química
Estruturas de Lewis
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Ligações covalentes
 Quando átomos com eletronegatividades iguais ou
aproximadas reagem, não ocorre transferência elétrons. Os
átomos adquirem a configuração do octeto pela formação de
pares de elétrons, que são compartilhados, constituindo
ligações covalentes.
 Moléculas, como são chamados os conjuntos neutros de
átomos formados por ligações covalentes, podem ser
representadas por estruturas de Lewis. Nelas os elétrons da
camada de valência são representados por pontos e os pares
de elétrons compartilhados são assinalados entre os átomos.
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Estruturas de Lewis
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 Vejamos alguns exemplos:
 Algumas moléculas apresentam ligações covalentes
múltiplas :
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H2 H H+ H H
Cl2 Cl Cl+ Cl Cl
 H H
Cl Clou
CH4 C + 4 H C H
H
H
H
ou C
H
HH
H
N NN2 N Nou
Estruturas de Lewis
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 Íons podem apresentar ligações covalentes (íons
poliatômicos):
Assinalamento de Estruturas de Lewis
Estruturas de Lewis são ferramentas importantes para o
aprendizado de química orgânica. É possível escrever
estruturas de Lewis antes mesmo que seja feita a apresentação
de teorias modernas sobre ligação química.
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NH4
+
 
H
H
H
NH
+
ou N
H
H H
H
+
Estruturas de Lewis
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 Assinalamento de Estruturas de Lewis
Nas estruturas de Lewis são representadas as camadas de
valência dos átomos. Um arranjo de ligações com os elétrons
de valência dos átomos da fórmula é proposto. Como
exemplo, vejamos as etapas da construção da estrutura de
Lewis para a molécula de CH3F.
1. Somamos os elétrons da camada de valência (a mais externa):
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Estruturas de Lewis
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2. Assinalamos uma estrutura base, com ligações simples (um
par de elétrons) conectando os átomos. (Em espécies
poliatômicas, escolha para átomo central aquele que tem maior valência, como
primeira tentativa.)
Os pares de elétrons formados são contados simultaneamente para ambos os
átomos para fins de assinalamento da configuração do octeto (ou dueto). Note
que o carbono e hidrogênios já apresentam estruturas de gases nobres nesta
estrutura base , com respectivamente 8 e 2 elétrons de valência.
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H
H
CH ou C
H
H F
H
F
Estruturas de Lewis
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3. Para assinalar a estrutura base foram usados 8 elétrons dos 14
elétrons de valência. Sobram 6 elétrons, o necessário para 
compor o octeto do átomo de flúor. 
Vejamos como proceder com espécies iônicas poliatômicas.
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H
H
CH ou C
H
H F
H
F
Elétrons não-ligantes ou pares 
isolados de elétrons
Estruturas de Lewis
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 Vejamos como assinalar a estrutura de Lewis para o íon clorato
(ClO3
-):
1. Se a espécie é um íon, adicionamos ou subtraímos elétrons,
conforme a carga do íon. Somamos os elétrons de valência
incluindo um elétron correspondente à carga do íon.
2. Escrever uma estrutura base, ligando os átomos da estrutura:Foram usados na estrutura base 6 elétrons dos 26 elétrons de valência.
Estruturas de Lewis
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3. Usar os elétrons restantes para completar os octetos dos 
átomos da estrutura:
(Sobraram 20 elétrons, justo o suficiente para assinalar os octetos de todos os átomos.)
Em algumas estruturas é necessário assinalar ligações
múltiplas. Nessas estruturas, o total de elétrons de
valência não é suficiente para o assinalamento de octetos
com somente ligações simples.
Estruturas de Lewis
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 O íon carbonato (CO3
2-) exemplifica esse caso:
 O total de elétrons de valência é : 4é + 3(6é)+ 2é = 24 é
 Uma estrutura base unindo todos os átomos com ligações simples é 
composta:
 Foram assinalados 6é na estrutura base, restam 18é e seriam necessários
20é para compor octetos em todos os átomos da estrutura com ligações
simples apenas. Faltam 2é (um par de elétrons). Assinalando uma ligação
dupla, compomos a estrutura de Lewis abaixo, que é válida e apresenta
octetos externos completos:
C
O
OO ou C O
O
O
Estruturas de Lewis
Exceções à Regra do Octeto
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 A regra do octeto se aplica principalmente aos elementos do
segundo período da tabela periódica. Esses elementos têm
como a segunda camada, em que só há os orbitais 2s e 2p,
como camada de valência. Elementos do segundo período
efetuam no máximo 4 ligações covalentes. Entretanto, veremos
exceções, tipicamente entre os compostos de boro e berílio.
Orbital p vazio
Algumas moléculas muito reativas apresentam átomos com menos do que oito elétrons em suas camadas de 
valência. Na molécula do trifluoreto de boro acima, o boro apresenta somente 6 elétrons de valência. Trifluoreto 
de boro é um ácido de Lewis e pode receber um par de elétrons em seu orbital vazio.
Estruturas de Lewis
Exceções à Regra do Octeto
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 Elementos do terceiro período da tabela periódica em diante
têm previsão de orbital d e podem acomodar mais de 8
elétrons na camada de valência. Podem, portanto, efetuar mais
do que quatro ligações covalentes. Diz-se que houve uma
expansão do octeto (expansão da camada de valência para
acomodar mais de oito elétrons). Esses elementos podem
mostrar covalência variável. Exemplos:
Fósforo tem 10 elétrons
na camada de valência
Enxofre tem 12 elétrons 
na camada de valência
Estruturas de Lewis
Ressonância
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 Existem espécies (moléculas, íons, etc.) para as quais podemos escrever
mais de uma estrutura de Lewis válida. Como exemplo, o íon carbonato:
 As estruturas diferem pelo arranjo dos elétrons mas têm o mesmo arranjo
de átomos. Indicamos a mudança na posição dos elétrons pelas setas
curvas.
 Nenhuma das estruturas representa a espécie real. Estudos de raio-X
revelam que todas as ligações no íon carbonato têm o mesmo
comprimento, o que não seria observado se houvesse ligações diferentes
(simples e duplas), como mostram as estruturas.
Estruturas de Lewis
Ressonância
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 As estruturas propostas são hipotéticas. A espécie real é uma
“fusão”, um híbrido, de todas as estruturas de Lewis válidas,
chamada de híbrido de ressonância.
 As estruturas que apresentadas são hipotéticas, são tentativas de representação. 
A estrutura da espécie não oscila entre elas. A espécie é na verdade um híbrido 
de todas as estruturas de Lewis válidas que podemos escrever para ela, 
denominadas estruturas de contribuição ou estruturas de ressonância. Usamos 
setas de dupla cabeça para mostrar que são estruturas correlatas.
C
O
O O
Exercícios Propostos
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 Escrever as estruturas de Lewis para:
a) Etano (C2H6)
b) Eteno (C2H4)
c) Etino (C2H2)
d) Formaldeído (CH2O)
• Escrever as estruturas de ressonância do íon 
acetato CH3COO
-.
Cálculo da Carga Formal
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 Quando assinalamos estruturas de Lewis é conveniente
assinalarmos carga positiva ou negativa a certos átomos da
estrutura.
 Isto é apenas um espécie de “contabilidade de elétrons”, já que
a soma de todas as cargas formais corresponde à carga total
da molécula ou íon.
 Calcula-se a carga formal a um átomo na estrutura,
subtraindo-se os elétrons de valência assinalados ao átomo
ligado dos elétrons que possui como átomo neutro não ligado.
 O assinalamento dos elétrons no estado ligado é feito
atribuindo-se ao átomo metade dos elétrons compartilhados e
os elétrons de pares não ligados.
Cálculo da Carga Formal
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 A equação para o cálculo da carga formal (CF) é:
Onde: éV corresponde aos elétrons de valência do átomo
livre; P é o total de elétrons em ligações; e éNL é total de
elétrons em pares não-ligados.
 Consideremos o íon amônio, cuja estrutura está abaixo:
Cálculo da Carga Formal
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 Vamos calcular a carga formal para os oxigênios e nitrogênio
do íon nitrato:
Carga do íon = 2 (-1) +1 +0 = -1
Cálculo da Carga Formal
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Exercícios propostos:
 Calcule as cargas formais dos átomos nas moléculas 
abaixo:
a) NH3
b) H2O