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Apostila de Inorgânica

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máximo (valência) 
 Uma vez que o átomo central esteja identificado, ligue-o aos outros átomos, 
conforme mostra a Figura 27. Cuidado para não ultrapassar a valência do átomo central 
(como colocar cinco ligações para o carbono). 
 
3) Se a valência do átomo central esgotar e ainda restarem átomos, ligue-os aos átomos 
ligados ao átomo central. 
 Nas moléculas exemplo, não existe este caso. Isto é necessário nas moléculas de 
HClO4, H2SO4 ou H3PO4. 
 
H C
H
H
H
O N O
 
Figura 27. Segunda regra para a construção da estrutura de Lewis. 
 
4) Contagem do número de elétrons da molécula 
 O próximo passo é saber quantos elétrons existem na molécula. Para isso, 
soma-se todos os elétrons da camada de valência de cada átomo. Para cada carga 
positiva que a molécula tiver, um elétron é retirado do total. Em contrapartida, para cada 
carga negativa, um elétron é somado ao total. 
 O CH4 é formado de um carbono (6C = 1s2 2s2 2p2) que possui quatro elétrons na 
camada de valência e de quatro hidrogênios (1H = 1s1) cada um com um elétron na 
camada de valência. Como é uma molécula neutra, o número total de elétrons será: 
1 Carbono + 4 Hidrogênios = CH4 
4 elétrons + 4 x 1 elétron = 8 elétrons 
 
 O NO2– é formado por um nitrogênio (7N = 1s2 2s2 2p3), que tem cinco elétrons na 
camada de valência e de dois oxigênios (8O = 1s2 2s2 2p4) cada um com seis elétrons na 
última camada. Fora isso, a molécula tem uma carga negativa. O número total de elétrons 
é, então: 
 
1 Nitrogênio + 2 Oxigênios + 1 carga negativa = NO2– 
5 elétrons + 2 x 6 elétrons + 1 elétron = 18 elétrons 
 
 
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5) Complete os octetos e conte os elétrons da molécula 
 Uma vez com os átomos ligados ao átomo central, devem-se completar os octetos. 
Cada ligação conta como dois elétrons. Então, um átomo com três ligações, precisará de 
mais dois elétrons. Um átomo que só faz uma ligação precisará de mais seis elétrons 
(com exceção dos átomos que só precisam de dois elétrons, como o hidrogênio). Uma 
vez completo todos os octetos, deve-se contar o número de elétrons na molécula. Se o 
número for igual ao encontrado no passo 4, a estrutura já está definida. Se o número for 
diferente, é preciso fazer ligações múltiplas entre os átomos. 
 Na Figura 27, para o CH4, vemos que existem quatro ligações, num total de oito 
elétrons para o átomo de carbono. Cada átomo de hidrogênio está participando de uma 
ligação, de forma que todos têm dois elétrons. Então, estão todos respeitando a regra do 
octeto. Logo, não é preciso adicionar nenhum elétron na estrutura, tampouco realizar 
ligações múltiplas, já que o número e elétrons do passo 4 coincide com o da estrutura (4 
ligações = 8 elétrons). 
 Já para o ânion NO2–, é preciso completar o octeto. Na Figura 27 vemos que o 
nitrogênio faz duas ligações, num total de quatro elétrons. Portanto, é preciso se adicionar 
mais quatro elétrons ao nitrogênio para que este fique com o octeto completo (Figura 
28a). Os oxigênios precisam de mais seis elétrons cada um, já que estão com apenas 
uma ligação simples (Figura 28b). 
 
O N O
(a)
 
O N O
(b)
 
Figura 28. (a) Os quatro elétrons para completar o octeto do nitrogênio e (b) os seis elétrons para 
completar o octeto dos oxigênios. 
 
 No entanto, existem vinte elétrons na estrutura da Figura 28b e no passo quatro 
calculou-se que o ânion NO2– deveria ter apenas dezoito elétrons. Para reduzir o número 
de elétrons em uma estrutura de Lewis, faz-se ligações duplas ou triplas. Fazendo uma 
ligação dupla entre o átomo de nitrogênio e de oxigênio, chega-se a uma estrutura com 
apenas dezoito elétrons (Figura 29). 
 
O N O
 
Figura 29. Estrutura de Lewis para o NO2–. 
 
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6) Determine as cargas formais 
 Com a estrutura montada, devem-se determinar as cargas formais. É preciso ter 
em mente que as cargas formais não são os números de oxidação dos átomos. Para 
determinar as cargas formais precisa-se da configuração eletrônica de um dado átomo e 
do número de elétrons deste mesmo átomo na estrutura de Lewis. O número de elétrons 
na estrutura de Lewis é feito da seguinte forma (procedimento apenas para determinar a 
carga formal!): contam-se os elétrons não-ligantes normalmente enquanto que cada 
ligação conta como um elétron para cada átomo. 
A carga formal será a diferença entre o número de elétrons que o átomo tem em 
sua camada de valência determinada por sua configuração eletrônica e o número de 
elétrons presente na estrutura de Lewis. O somatório das cargas formais de todos os 
átomos da estrutura de Lewis deve ser igual à carga apresentada pela molécula. 
No CH4 o carbono faz quatro ligações (Figura 27). Portanto, o número de elétrons 
na estrutura de Lewis, para o carbono, será de quatro elétrons. Como este é o número de 
elétrons de sua camada de valência, a carga forma para o átomo de carbono nesta 
molécula será igual a zero. Da mesma forma, os hidrogênios fazem uma só ligação. 
Então, cada um possui um elétron na estrutura de Lewis. Como este também é o número 
de elétrons em sua camada de valência, as cargas formais para os átomos de hidrogênio 
têm valor igual a zero. 
Avançando para o NO2–, o nitrogênio faz três ligações e tem dois elétrons não 
ligantes (Figura 29), um total de cinco elétrons. Este também é o número de elétrons em 
sua camada de valência, por isso, o nitrogênio tem carga forma igual a zero. Como os 
oxigênios são diferentes na estrutura da Figura 29, precisam ser tratados de forma 
diferente. Começando pelo oxigênio da dupla (duas ligações e quatro elétrons não 
ligantes), tem-se um total de seis elétrons. O mesmo número de elétrons em sua camada 
de valência – então a carga formal para este oxigênio é zero. O segundo oxigênio faz uma 
ligação e tem mais seis elétrons não ligantes, um total de sete elétrons na estrutura de 
Lewis. Como o oxigênio só possui seis na camada de valência, a carga formal para este 
oxigênio é de –1 (carga formal: 6 – 7 = –1). 
O somatório das cargas formais dos átomos que forma NO2– coincide com a carga 
total do ânion (c.f. = 0 + 0 + (–1) = –1). Isto indica que a estrutura de Lewis está coerente. 
Como as estruturas de Lewis para as moléculas derivam de um modelo muito 
simples, elas têm diversos problemas. O primeiro deles é não prever a geometria espacial 
da molécula, parâmetro fundamental em muitas propriedades. Outro fator é sua limitação 
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a moléculas que respeitem a regra do octeto. Apenas com as idéias de Lewis não é 
possível explicar porque alguns átomos conseguem ir além do octeto. Um outro problema 
pode ser visto na estrutura do NO2–. Na estrutura da Figura 29, um dos oxigênios faz uma 
ligação dupla e outro faz uma ligação simples. Como os dois oxigênios são iguais, as 
ligações poderiam estar invertidas. Qual seria a estrutura certa? Nenhuma? As duas? 
Cada uma estaria certa em 50%? A solução para alguns destes problemas veio com a 
Teoria da Ligação de Valência. 
 
6.2 – Teoria da Ligação de Valência 
 A Teoria da Ligação de Valência (TLV) cresceu diretamente das idéias de Lewis 
sobre o emparelhamento de elétrons de dois diferentes átomos. Em 1927, W. Heitler e F. 
London propuseram um modelo baseado na recém formulada mecânica quântica para 
tratar a molécula de hidrogênio. Este tratamento quântico ficou conhecido como método 
da ligação de valência e foi desenvolvido nos anos seguintes, principalmente por Linus 
Pauling e John C. Slater. Não abordaremos aqui os aspectos matemáticos da TLV, 
apenas suas consequências e os avanços que trouxe para o entendimento da ligação 
química. 
 A idéia central da

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