10 - Estruturas de Lewis: Parte II

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Estruturas de Lewis: Parte II
Pré-requisitos
Você precisa saber as regras para 
a representação das estruturas 
de Lewis (este conhecimento foi 
adquirido na Aula 9); o conceito de 
eletronegatividade, discutido na 
Aula 8, também é essencial. 
ob
je
tiv
os
Determinar a carga formal e número de 
oxidação de cada átomo em um composto; 
definir o conceito de estruturas de 
ressonância de um composto; analisar os 
casos em que a regra do octeto não pode ser 
aplicada com sucesso.
10AULA
Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, 
você seja capaz de:
• Calcular as cargas formais e os números de oxidação 
dos átomos formadores de um composto.
• Representar as estruturas de ressonância 
de um composto.
• Identificar quando um átomo terá seu octeto 
ultrapassado (ou quando não poderá ser completado).
• Representar as estruturas de Lewis de compostos 
que não obedecem à regra do octeto.
Metas da aula
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0Na aula anterior, você aprendeu a representar a estrutura de Lewis de 
compostos. Os exemplos apresentados eram de casos simples, nos quais as 
regras funcionam sem maiores complicações. Nesta aula, vamos trabalhar com 
algumas situações um pouco mais complicadas. Nos exemplos que vamos 
apresentar, é preciso aplicar as regras ensinadas na aula anterior com alguns 
cuidados adicionais (ou até mesmo reconhecer que elas não são válidas!).
CARGA FORMAL E NÚMERO DE OXIDAÇÃO 
Em alguns compostos, é possível desenhar mais de uma estrutura 
de Lewis compatível com a regra do octeto. Vamos exemplificar a 
situação com a molécula de CO
2
, cuja estrutura de Lewis foi estudada 
no Exemplo 2 da aula anterior:
Se você refletir um pouco mais, verá que existe uma outra estrutura 
que também satisfaz a regra do octeto:
Na estrutura I, o carbono forma duas ligações duplas com os 
átomos de oxigênio. Na estrutura II, há uma ligação simples com um 
dos átomos, e uma tripla com o outro. Qual das duas estruturas é a 
mais adequada?
Uma forma de determinar a estrutura mais adequada de um 
conjunto de estruturas plausíveis é a análise da carga formal sobre cada 
átomo, em cada estrutura de Lewis.
INTRODUÇÃO
A carga formal de um átomo em uma molécula é a carga que o átomo teria 
se todos os átomos da molécula tivessem a mesma eletronegatividade.
Em outras palavras, a carga formal é a carga que o átomo teria em
um composto caso suas ligações fossem consideradas covalentes apolares.
!
Para calcular a carga formal de qualquer átomo em uma estrutura 
de Lewis, contamos os elétrons de cada átomo, na estrutura considerada, 
da seguinte forma:
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0• todos os elétrons não compartilhados ficam no átomo em 
 que se encontram. Vamos chamar o número desses elétrons 
 de NENC;
• metade do número de elétrons compartilhados (NEC) em cada 
 ligação é marcada em cada átomo que forma a ligação. 
 O número desses elétrons para cada átomo é NEC/2.
Então, o número total de elétrons em um átomo, em uma dada 
estrutura, é contado como NENC + NEC/2.
A carga formal (CF) de um átomo é igual ao número de elétrons de 
valência do átomo isolado (NEV), menos o número de elétrons contados 
no átomo na estrutura de Lewis considerada, conforme a equação:
CF = NEV – (NENC + NEC/2)
Vamos acompanhar o exemplo a seguir para ver se ficou tudo claro.
Exemplo: Determinar as cargas formais do C e do N no íon CN.
Solução: A estrutura de Lewis do íon CN- é dada por:
Verifique se a estrutura está correta.
!
O quadro a seguir vai indicar a contagem dos elétrons em cada 
átomo para o cálculo da carga formal:
Átomo NEV NENC NEC/2 CF
C 4 2 6/2 = 3 4 - (2 + 3) = -1
N 5 2 6/2 = 3 5 - (2 + 3) = 0
Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do íon. 
Isto é sempre verdadeiro, em qualquer situação, quer a molécula seja 
neutra ou carregada. 
Vamos praticar?
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1. Determine a carga formal sobre os átomos do íon ClO-:
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RESPOSTA COMENTADA
Para resolver este exercício, você precisa primeiramente escrever a 
estrutura de Lewis do ClO-. Use as regras que você aprendeu na 
aula anterior. A estrutura é:
ATIVIDADE 
Em seguida, você deve identifi car o NENC e o NEC em cada átomo 
para contar o número de elétrons no átomo considerado. Lembre-se de 
dividir NEC por dois (NEC/2). A seguir, você deve montar a tabela que 
vai permitir obter a carga formal (CF) sobre cada átomo:
Átomo NEV NENC NEC/2 CF
Cl 7 6 2/2 = 1 7 - (6 + 1) = 0
O 6 6 2/2 = 3 6 - (6 + 1) = -1
Observe que a soma das cargas formais é igual à carga do ânion 
ClO-, e que a carga mais negativa está no átomo mais eletronegativo.
Vamos voltar agora ao caso do CO
2
, visto na primeira parte desta 
aula. O cálculo das cargas formais sobre cada átomo (nas estruturas I e II) 
está resumido no quadro a seguir. Acompanhe atentamente os números 
mostrados e confi rme se estão corretos.
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Estrutura I II
Átomo O C O O C O
NEV 6 4 6 6 4 6
NENC 4 0 4 6 0 2
NEC/2 2 4 2 1 4 6
CF 0 0 0 -1 0 +1
Observe que, em ambas as estruturas, a soma das cargas formais 
é zero, pois o CO
2
 é uma molécula neutra. 
Para decidir qual das possíveis estruturas de Lewis é a mais 
plausível, a regra geral é escolher aquela em que:
1. os átomos possuem as menores cargas formais em módulo;
2. quaisquer cargas negativas estejam nos átomos mais 
 eletronegativos.
Das duas estruturas, a de menor carga formal em módulo é a 
estrutura I. Além disso, na estrutura II, há uma carga positiva sobre 
um dos átomos de O, elemento mais eletronegativo que o C. Portanto, 
a estrutura mais adequada é a estrutura I. 
Isso está coerente com o fato, observado experimentalmente, de serem iguais 
os comprimentos das duas ligações C-O. A estrutura II não é coerente com 
esta observação, já que nela as ligações C-O são diferentes.
!
A carga formal sobre um átomo é diferente do número de oxidação 
do átomo no composto. 
Número de oxidação (NOX) de um átomo é a carga que ele teria em um 
composto se suas ligações fossem consideradas completamente iônicas. 
!
Para determinar o NOX de um átomo, subtraímos do número 
de elétrons de valência do átomo (NEV) o número de elétrons sobre o 
átomo. Lembre-se de que eles são contados a partir da restrição de que 
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0todos os elétrons compartilhados entre dois átomos vão para o átomo 
mais eletronegativo. Chamando este número de NET, temos que:
NOX = NEV - NET
A molécula de HF, por exemplo, tem a seguinte estrutura de Lewis:
Para determinarmos o número de oxidação de cada átomo, o par 
de elétrons da ligação H-F deve ser contado no átomo de flúor. Logo, 
não ficam elétrons sobre o átomo de H, e o átomo de F fica com oitoelétrons. O quadro a seguir mostra o valor do número de oxidação em 
cada átomo do HF:
Átomo NEV NENC NOX
H 1 0 +1
Cl 7 8 -1
Observe que, tal como nas cargas formais, a soma dos números 
de oxidação é igual à carga total da molécula. 
O conhecimento dos números de oxidação é essencial para 
o estudo das reações de oxirredução, que você verá em breve no 
nosso curso. 
Note que nem as cargas formais nem os números de oxidação dão o valor real 
da carga sobre um átomo. Eles refletem duas situações extremas: a de átomos 
ligados por ligações covalentes apolares e a dos mesmos átomos ligados por 
ligações puramente iônicas. Em um modelo mais realista, a carga real sobre 
cada um dos átomos em um ligação polar tem um valor intermediário entre 
o da carga formal e a do número de oxidação.
!
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2. Determine a carga formal e o número de oxidação de cada átomo nas 
seguintes moléculas e íons: Cl2, H2O, NO3-.
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RESPOSTA COMENTADA
Tal como no exercício anterior, a primeira etapa consiste em escrever 
a estrutura de Lewis para cada molécula usando as regras que você 
aprendeu na aula anterior:
Obs.: Há três maneiras equivalentes de escrever a estrutura de Lewis 
do NO3
-. A representação listada é uma delas; as outras são obtidas 
trocando-se a posição da ligação dupla N=O. Você saberá mais sobre este 
assunto logo a seguir. 
ATIVIDADE 
A próxima etapa é contar o número de elétrons em cada átomo. 
Para obter a carga formal, some o NENC do átomo com metade do 
NEC entre ele e os demais átomos a que ele estiver ligado. Para obter 
o número de oxidação, transfi ra inicialmente os pares de elétrons 
compartilhados entre dois átomos para o mais eletronegativo; depois, 
conte o que fi cou sobre cada átomo (NET).
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Vamos montar duas tabelas: uma para o cálculo da CF, e outra 
para o cálculo do NOX.
Tabela para o cálculo das cargas formais
Molécula Cl H2O NO3
-
Átomos Cl Cl O H- -H N O- -O
NEV 7 7 6 1 1 5 6 6 6
NENC 6 6 4 0 0 0 6 6 4
NEC 2 2 4 2 2 8 2 2 4
NEC ÷ 2 1 1 2 1 1 4 1 1 2
CF 0 0 0 0 0 +1 -1 -1 0
Tabela para o cálculo dos números de oxidação
Molécula Cl H2O NO3
-
Átomos Cl Cl O H- -H N O- -O
NEV 7 7 6 1 1 5 6 6 6
NET 7 7 8 0 0 0 8 8 8
NOX 0 0 -2 +1 +1 +5 -2 -2 -2
Observe que, no caso da molécula de Cl
2
 – cuja ligação é apolar –, não 
há como transferir elétrons para o átomo mais eletronegativo, visando à 
determinação do número de oxidação. Neste caso, esse conceito perde 
o sentido. Compare os valores das cargas formais com os dos números 
de oxidação para as outras espécies e verifique como são diferentes. 
Lembre-se de como cada uma dessas grandezas é definida e comprove a 
coerência dos resultados obtidos!
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0ESTRUTURAS DE RESSONÂNCIA
Você aprendeu que a molécula de CO
2
 pode ser representada 
por duas estruturas, mas que uma delas é mais adequada do que outra. 
Existem situações importantes em que o arranjo dos átomos não pode 
ser descrito somente por uma única estrutura e que, além disso, todas as 
estruturas compatíveis com a regra do octeto são igualmente plausíveis. 
Neste caso, dizemos que há RESSONÂNC IA entre tais estruturas. 
O primeiro exemplo importante é o do ozônio (O
3
). Duas 
estruturas de Lewis são possíveis e satisfazem à regra do octeto (você 
dever conferir se as estruturas estão corretas!): 
As duas estruturas são rigorosamente equivalentes; elas só 
diferem na posição da dupla ligação. Além disso, ambas são igualmente 
importantes, o que pode ser confirmado pela análise da carga formal 
sobre os átomos. 
A estrutura do ozônio não pode ser descrita senão por uma mistura 
das estruturas de ressonância I e II. Isto significa que a molécula tem 
sua própria identidade, que não pode ser descrita por nenhuma das 
estruturas de ressonância separadamente. As estruturas I e II prevêem, 
por exemplo, que as ligações O-O têm comprimentos diferentes. Vale 
lembrar que isto não se verifica experimentalmente, pois sabe-se que as 
ligações O-O do ozônio são iguais. 
RESSONÂNC IA
Estruturas de 
Lewis equivalentes 
são denominadas 
estruturas de 
ressonância.
A determinação experimental da geometria de moléculas em fase gasosa, 
como no caso do ozônio, é freqüentemente realizada pela técnica da 
espectroscopia de microondas. Nesta técnica, um pulso de radiação na região 
das microondas estimula a rotação das moléculas. Estas absorvem energia para 
aumentar o seu movimento rotacional e, dessa forma, produz-se um espectro 
no qual são registrados os comprimentos de onda da radiação absorvida, 
e que induziu a rotação das moléculas. A análise deste espectro permite 
determinar os comprimentos das ligações entre os átomos formadores da 
espécie química em estudo.
!
O segundo exemplo importante é o benzeno (C
6
H
6
). Os seis 
átomos de carbono do benzeno estão arrumados em um anel hexagonal, 
e cada átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de carbono. 
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0Um esqueleto básico para a representação da molécula (no qual os átomos 
estão unidos apenas por ligações simples) é mostrado a seguir:
Duas estruturas de Lewis equivalentes satisfazem a regra do octeto:
Nestas representações, são omitidas as ligações C-H e os símbolos 
dos átomos. Cada uma dessas estruturas contém três ligações simples 
C-C e três duplas C=C alternadas. A diferença entre elas está apenas na 
localização das ligações.
O benzeno só pode ser descrito como uma combinação dessas 
estruturas. Suas propriedades são distintas das previstas por cada uma 
delas isoladamente. Sabe-se, por exemplo, que todas as ligações do 
benzeno têm o mesmo comprimento, que é intermediário entre o de 
uma ligação simples C-C e uma dupla C=C.
Embora o comprimento das ligações C-C e C=C varie levemente de um 
composto para outro, pode-se tomar como valor médio 1,54 Å para a ligação 
simples, e 1,34 Å para a dupla. Dados experimentais mostram que, no benzeno, 
a distância entre dois átomos de C adjacentes é constante e igual a 1,40 Å. 
Este é o comprimento da ligação entre dois átomos de C nesta molécula.
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3. Determine as estruturas de ressonância do íon NO3- (nitrato):
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RESPOSTA COMENTADA
Na atividade anterior, você já representou uma das possíveis 
estrutura de Lewis deste íon:
Como já foi comentado, a troca da posição da ligação dupla N=O 
permite obter mais duas estruturas equivalentes:
Estas são as três estruturas de ressonância do íon NO3-.
ATIVIDADE 
EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO
Para encerrar nossa aula, vamos comentar brevemente sobre 
algumas situações em que você não pode aplicar com sucesso a regra 
do octeto.
a) Moléculas com número ímpar de elétrons
A maioria das moléculas tem número par de elétrons. Entretanto, 
em algumas moléculas, o número de elétrons é ímpar. O exemplo típico 
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0é a molécula de NO, que tem um total de onze elétrons de valência. 
Nesses casos, não é possível emparelhar completamente os elétrons, e não 
se pode completar o octeto de pelo menos um dos átomos. As estruturas 
de Lewis possíveis para esta molécula são:
Entretanto, a análise da carga formal mostra que I é a estrutura 
mais consistente.
b) Átomos com menos do que o octeto 
Este caso ocorre especialmente na formação de compostos com 
boro (B) e berílio (Be). O exemplo típico é a molécula de BF
3
. O B 
pertence ao grupo 3A, e o F, ao 7A. Dessa forma, a molécula de BF
3
 tem 
24 elétrons de valência (confira!). 
Se seguirmos os passos para escrever a estrutura de Lewis desse 
composto, ao completar os octetos dos átomos de F ficamos com a 
estrutura a seguir:
Você pode verificar que, nesta estrutura, o B tem seis elétrons. 
Podemos tentar completar o octeto do B formando uma ligação dupla 
entre ele e um dos átomos de F. Teremos então três estruturas ressonantes, 
mostradas a seguir:
As estruturas II, III e IV são equivalentes entre si, mas não são 
equivalentes à estrutura I. O cálculo das cargas formais nos mostra 
que I é preferível, embora nela o átomo de B não esteja com seu octeto 
completo. 
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0c) Átomos com mais do que o octeto
Este é, de longe, o caso mais importante e mais freqüente de 
violação da regra do octeto. Ocorre quando o átomo central pertence 
aos períodos mais altos da Tabela Periódica (do terceiro em diante). 
A possibilidade de elétrons estarem em (ou ocuparem) orbitais d ou f 
permite que a última camada do átomo central possa ser completada 
com mais de oito elétrons. Essa situação é comum em compostos nos 
quais o átomo central é um elemento de transição; ocorre também em 
compostos formados entre os não-metais, desde que existam elétrons d 
ou f na camada de valência, ou orbitais d ou f que possam ser ocupados 
nessa camada.
Como exemplo ilustrativo, vamos considerar o íon [ClF
4
]-. 
O átomo central (Cl) é um não-metal (sendo também um elemento 
representativo), mas pertence ao terceiro período da Tabela Periódica. 
Sua camada de valência contém orbitais d (que não são ocupados no 
átomo de Cl neutro e isolado). Assim, há a possibilidade do número de 
elétrons ao redor do Cl ultrapassar o octeto. 
Você pode verificar que existem 36 elétrons de valência nessa 
espécie. Ao ligar o átomo de Cl aos de F e completar os octetos destes, 
ficamos com a seguinte estrutura:
Observe que o octeto do Cl já está completo, mas sobram ainda 
quatro elétrons. Estes são arrumados em pares em torno do átomo 
central, gerando a estrutura a seguir:
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4. Em quais espécies a seguir a regra do octeto poderá não ser obedecida? 
Justifi que sua resposta:
a. C2H5OH; 
b. SF4 
c. CF2Cl2 
d. [Fe(CN)4]
2-
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RESPOSTA COMENTADA
Das espécies citadas, três contêm elementos do terceiro período da 
Tabela Periódica: SF4 (contém S), CF2Cl2 (contém Cl) e [Fe(CN)4]
2- 
(contém Fe). Entretanto, o átomo de Cl não é o átomo central no 
CF2Cl2 ; seu octeto não vai ser ultrapassado. Já S é o átomo central 
no SF4 , e Fe no [Fe(CN)4]
2-. Portanto, é possível que os octetos do 
S e do Fe sejam ultrapassados. Você pode verifi car se isto vai ou 
não ocorrer montando as estruturas de Lewis para estas espécies, 
que são:
Observe que, nos dois casos, o octeto do átomo central é 
ultrapassado.
ATIVIDADE 
CONCLUSÃO
A base da representação de uma estrutura de Lewis é a regra do 
octeto. Há casos, porém, em que essa regra é violada; e outros, em que 
uma só estrutura não descreve adequadamente o composto químico. 
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0ATIVIDADES FINAIS
1. Calcule as cargas formais e os números de oxidação dos átomos presentes no 
íon CO3
2- (carbonato), e demonstre que essas grandezas são iguais em todas as 
estruturas de ressonância deste íon.
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RESPOSTA COMENTADA
1. A primeira etapa para resolver esta atividade é determinar o número 
total de elétrons de valência do ânion CO3
2-. Você já sabe que o C 
pertence ao grupo 4A; e o O, ao 6A. Então, esse número é 4 + (3 × 6)
para o CO3, e 4 + (3 × 6) + 2 = 24 para o CO3
2-. 
A seguir, você vai verificar que pode escrever três estruturas de Lewis 
equivalentes para o CO3
2-. São elas: 
Observe que as estruturas diferem apenas pela posição da 
dupla ligação.
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O próximo passo é calcular a carga formal de cada átomo em cada 
uma das estruturas. A tabela a seguir mostra os valores que você deve 
encontrar ao calcular NENC, NEC/2 e CF = NEV – (NENC + NEC/2) 
em cada átomo: 
Estrutura I Estrutura II Estrutura III
Átomo C O- -O C O= -O C =O O-
NEV 4 6 6 64 6 6 6 4 6 6 6
NENC 0 4 6 6 0 4 6 6 0 4 6 6
NEC/2 4 2 1 1 4 2 1 1 4 2 1 1
CF 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1
É importante verificar que o valor da carga formal é o 
mesmo para cada tipo de átomo de cada estrutura: 
a carga formal sobre o C é nula; também o é sobre 
o O, Ligado ao C por uma ligação dupla. Já a carga formal sobre cada 
O, ligado ao C por uma ligação simples, vale -1; e também é a mesma 
em todas as estruturas. Também vale mencionar que a soma de todas 
as cargas formais é -2, carga total do íon. 
Para o cálculo do número de oxidação (NOX), você precisa do 
número de elétrons de valência de cada átomo (NEV) e do número 
total de elétrons sobre cada átomo. Você deve considerar que, nessa 
contagem, os elétrons compartilhados nas ligações vão sempre para 
o átomo mais eletronegativo. A tabela que você vai construir deve ter 
a seguinte forma:
Estrutura I Estrutura II Estrutura III
Átomo C O- -O C O= -O C =O O-
NEV 4 6 6 6 4 6 6 6 4 6 6 6
NET 0 8 8 8 0 8 8 8 0 8 8 8
NOX 4 -2 -2 -2 4 2 -2 -2 4 -2 -2 -2
CF 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1 0 0 -1 -1
Veja como são diferentes os valores de CF e NOX para cada átomo! Eles 
correspondem a dois modelos limites de partição da carga eletrônica: 
em um, as ligações são vistas como covalentes apolares, e os átomos 
O O
O OO
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0dividem igualmente os elétrons das ligações; no outro, os elétrons de 
ligação são transferidos completamente para o átomo mais eletrone-
gativo, como em uma ligação puramente iônica. Observe também que 
a soma dos NOX de todos os átomos é a carga total do íon.
2. Embora os gases nobres sejam inertes, eles formam compostos com o flúor. 
Um exemplo típico é o XeF2. Represente a estrutura de Lewis deste composto e 
verifique se o octeto do Xe é ultrapassado. 
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2. Você pode resolver este exercício começando por escrever a estrutura 
de Lewis do XeF2. O Xe pertence ao grupo 8A, e o F, ao 7A. O número 
total de elétrons de valência é 8 + (2 × 7) = 22. Montando o esqueleto 
da estrutura e completando os octetos dos átomos de F, obtemos:
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INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai aprender a determinar a geometria de uma molécula 
a partir do conhecimento da sua estrutura de Lewis.
Muitos sistemas podem ser representados por mais de uma estrutura de Lewis. 
Quando isso ocorre, uma análise das cargas formais sobre os átomos permite 
decidir qual das estruturas compatíveis é a mais consistente. Em casos em que mais 
de uma estrutura consistente pode ser escrita, o composto tem propriedades que 
não podem ser descritas por nenhuma das estruturas isoladamente. Por fim, há 
casos nos quais a regra do octeto não pode ser cumprida. O mais comum é ter um 
átomo central com mais de oito elétrons; nessa situação, o átomo central pertence 
ao período igual ou superior ao terceiro da Tabela Periódica.
R E S U M O
Você vai notar que sobram seis elétrons. Eles podem ser arrumados em 
pares em torno do átomo de Xe. Logo, o átomo central terá seu octeto 
ultrapassado. Isto é aceitável, pois o Xe pertence ao quinto período da 
Tabela Periódica. A estrutura de Lewis é: