Ligações Químicas

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Estruturas de Lewis 
Cada átomo em uma molécula poliatômica completa se octeto (ou 
dupleto, no caso do hidrogênio) pelo compartilhamento de pares de elétrons 
com os átomos vizinhos mais próximos. 
As estruturas de Lewis não retratam a forma das moléculas, elas 
simplesmente indicam quais átomos se ligam e os pares isolados de elétrons 
em cada átomo. 
O modelo RPECV (VESPR) 
O modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência 
para a estrutura molecular é uma simples extensão das ideias de Lewis, sendo 
surpreendentemente eficiente na previsão das formas das moléculas 
poliatômicas. 
No modelo RPECV as regiões de maior densidade eletrônica (ligações 
e pares isolados de elétrons) ao redor do átomo central, tomam posições mais 
afastadas possíveis, e a forma da molécula é nomeada identificando-se as 
posições dos átomos na estrutura. 
O modelo baseia-se na ideia de que, como os átomos se repelem, os 
pares de elétrons de ligação tendem a se afastar o máximo possível. 
Especificamente: 
Regra 1: as regiões de altas concentrações de elétrons (ligações e 
pares de elétrons isolados do átomo central) se repelem e, para reduzir essa 
repulsão, elas tendem a de afastar o máximo possível, mantendo a mesma 
distância do átomo central. 
 A segunda regra do modelo RPECV diz respeito ao tratamento de 
ligações múltiplas 
Regra 2: não existe discrição entre ligações simples ou múltiplas: uma 
ligação múltipla é tratada como uma só região de alta concentração de 
elétrons. 
A terceira e quarta regra dizem respeito a moléculas com pares de 
elétrons isolados: 
Regra 3: todas as regiões de densidade eletrônica elevada, pares de 
elétrons isolados ou ligantes, são incluídas na descrição do arranjo de elétrons. 
Todavia, somente as posições dos átomos são consideradas quando 
descrevemos a forma de uma molécula. 
Regra 4: a repulsão é exercida na ordem: par isolado-par isolado > par 
isolado-átomo > átomo-átomo. 
Portanto, a estrutura que corresponde a moléculas com pares isolados 
de elétrons é aquela na qual os pares de elétrons isolados se encontram o 
mais distante possível. 
Tabela 1 Arranjos básicos das regiões de densidade eletrônica, de acordo com o modelo RPECV 
Número de 
regiões de 
densidade 
eletrônica 
Arranjo das 
regiões de 
densidade 
eletrônica 
Número de 
Regiões de 
densidade 
eletrônica 
Arranjo das 
regiões de 
densidade 
eletrônica 
2 Linear 5 
Bipirâmide de 
base trigonal 
3 Triângulo planar 6 Octaedro 
4 Tetraedro 7 
Bipirâmide de 
base pentagonal 
 
 
 
Como usar o modelo RPECV 
1. Determine quantos átomos e pares de elétrons e pares isolados 
estão presentes no átomo central escrevendo a estrutura de 
Lewis da molécula. 
2. Identifique o arranjo de elétrons, incluindo pares isolados e 
átomos e tratando uma ligação múltipla como se fosse uma 
ligação simples. 
3. Localize os átomos e identifique a forma molecular (de acordo cm 
a figura 2). A forma molecular descreve apenas as posições dos 
átomos e não os pares isolados. 
4. Permita que a molécula se distorça até que os pares isolados 
fiquem o mais distantes possível uns dos outros e dos pares 
ligantes. A repulsão segue a seguinte ordem: 
 
par isolado-par isolado > par isolado-átomo > átomo-átomo 
 
 
Ressonância 
Algumas moléculas não são representadas adequadamente por uma 
única estrutura de Lewis. Vejamos o íon nitrato, NO3
-. As três estruturas de 
Lewis mostradas diferem apenas na posição da ligação dupla. Elas são 
igualmente válidas e têm exatamente a mesma energia. Se uma delas fosse a 
correta e as outras não, deveríamos esperar duas ligações simples, mais 
longas, e uma ligação dupla mais curta, porque uma ligação dupla entre 
átomos é mais curta que uma ligação simples. Entretanto, as evidências 
experimentais mostram que todas as ligações tem o mesmo comprimento. A 
distância é de 124 pm. A distância de uma ligação simples entre N e O é de 
140 pm e a distância de uma ligação dupla entre N e O é de 120 pm, ou seja, a 
distância das ligações no íons nitrato é um valor intermediário entre esses sois 
tipos de ligação. 
 
Um ponto importante a ser esclarecido quanto à ressonância é que a 
estrutura do íon nitrato é uma fusão das estruturas de ressonância, e a 
estrutura resultante é um híbrido de ressonância. A molécula não oscila entre 
as três estruturas de Lewis diferentes. Um híbrido de ressonância é uma fusão 
de estruturas. 
Os seguintes pontos ajudarão a descrever estruturas de ressonância 
apropriadas e a decidir quais são as mais importantes: 
 Em cada estrutura que contribui, os núcleos permanecem nas 
mesmas posições; só as posições dos pares de elétrons 
isolados e ligados mudam. 
 Estruturas de mesma energia (chamadas de “estruturas 
equivalentes”) contribuem igualmente para a ressonância; 
 Estruturas de energias mais baixas contribuem mais para a 
ressonância do que as estruturas de energia mais alta. 
Carga formal 
As estruturas de Lewis não equivalentes – estruturas que não 
correspondem à mesma energia – em geral não contribuem igualmente para o 
híbrido de ressonância um modo de decidir que estruturas contribuem mais 
efetivamente é comparar o número de elétrons de valência distribuídos por 
cada átomo da estrutura com o número de elétrons do átomo livre. Quanto 
menor for a diferença, maior é a contribuição da estrutura para o híbrido de 
ressonância. 
Uma estrutura de Lewis em que ás cargas formais dos átomos 
individuais estão mais próximas de zero representa, em geral, o arranjo de 
menor energia dos átomos e elementos. 
É importante não confundir carga formal com número de oxidação: 
 A carga formal exagera o caráter covalente das ligações quando 
supõe que todos os elétrons são compartilhados igualmente. 
 O número de oxidação exagera o caráter iônico das ligações. Ele 
representa os átomos como íons e todos os elétrons de uma 
ligação são atribuídos ao átomo com energia de ionização mais 
baixa. 
Como assinalar cargas formais para determinar a estrutura de 
Lewis mais provável 
Etapa 1: encontre o número de elétrons de valência de cada átomo 
livre, localizando o número de deu grupo na tabela periódica. 
Etapa 2: desenhe as estruturas de Lewis. 
Etapa 3: para cada átomo ligado, conte cada elétron que está como 
par isolado e adicione um elétron de cada uma das ligações que ele forma. 
Etapa 4: para cada átomo ligado, subtraia o número de elétrons que 
ele “possui” e subtraia do número de elétrons de valência.