Estrutura de lewis e ressonância

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Estrutura de Lewis 
 
I- Mostram as ligações entre os átomos em uma molécula ou íon utilizando apenas os 
elétrons de valência dos íons envolvidos. 
 
II- Para elementos do grupo principal, o número de elétrons de valência que um átomo 
neutro contribui para uma estrutura de Lewis é o mesmo do seu grupo da tabela periódica. 
 
III- Se a estrutura desenhada é um íon negativo (ânion), adicionamos um elétron para cada 
carga negativa à contagem original de elétrons de valência. Se a estrutura desenhada é um 
íon positivo (cátion), subtraímos um elétron para cada carga negativa. 
 
IV- Ao desenharmos as estruturas de Lewis, tentamos dar a cada átomo eletronegativo a 
configuração eletrônica de um gás nobre. 
*Se necessário, utilizam-se ligações múltiplas para satisfazer a regra do octeto. 
*Carga formal (CF) = elétrons de valência - ½ elétrons compartilhados - elétrons 
não-compartilhados, 
 
Ressonância 
 
I- Estruturas de ressonância existem apenas no papel. As estruturas de ressonância são 
úteis, uma vez que elas facilitam a descrição de moléculas e íons na qual uma única 
estrutura de Lewis é inadequada. Conectamos as estruturas através de setas de duas 
pontas (⇔) e dizemos que a molécula ou íon real é um híbrido de todas elas (híbrido de 
ressonância), 
 
II- Ao escrever as estruturas de ressonância só é permitido mover os elétrons. As posições 
dos núcleos dos átomos devem permanecer as mesmas em todas as estruturas. 
 
III- Todas as estruturas devem ser estruturas devem ser estruturas de Lewis corretas. Não 
devemos, por exemplo, escrever estruturas nas quais um carbono tenha cinco ligações. 
 
IV- A energia do híbrido de ressonância é menor do que a energia de qualquer uma das 
estruturas contribuintes. A ressonância estabiliza a molécula ou íon. Isto é especialmente 
verdade quando as estruturas de ressonância são equivalentes. 
 
V- Quanto mais estável é a estrutura (quando analisada isoladamente), maior é a sua 
contribuição para o híbrido. 
*Regras de estabilidade: 
a) quanto mais ligações covalentes maior a estabilidade; 
b) a separação de cargas opostas requer energia e,portanto, uma estrutura com cargas 
opostas separadas é menos estável; 
c) as estruturas nas quais todos os átomos possuem suas camadas de valência 
completas de elétrons (isto é, a estrutura de gás nobre) são especialmente estáveis. 
 
 
 
 
Propriedades físicas 
I- Compostos iônicos: 
As forças íon-íon que mantém os íons unidos no estado cristalino são as intensas 
forças eletrostáticas de rede que agem entre os íons positivos e negativos na estrutura 
cristalina ordenada. Uma grande quantidade de energia térmica é necessária para quebrar 
a estrutura ordenada do cristal na estrutura ordenada do cristal na estrutura aberta e 
desordenada de um líquido. Os pontos de ebulição de compostos iônicos são tão altos que 
muitos compostos orgânicos decompõem-se antes que eles entrem em ebulição. O acetato 
de sódio, por exemplo, apresenta esse tipo de comportamento (CH​3​CO​2​Na). 
 
II- Forças intermoleculares: 
Forças dipolo-dipolo: a maioria das moléculas orgânicas não são completamente 
iônicas mas têm, em vez disso, um momento dipolo permanente resultante de uma 
distribuição não uniforme dos elétrons ligantes. A acetona e o acetaldeído são exemplos de 
moléculas com dipolos permanentes porque o grupo carbonila que eles contêm é altamente 
polarizado. No estado líquido ou sólido, as atrações dipolo-dipolo fazem com que a 
extremidade positiva se oriente de tal forma que a extremidade positiva de uma molécula 
seja direcionada à extremidade negativa da outra. 
Ligações de hidrogênio: interações dipolo-dipolo muito fortes que ocorrem entre os 
átomos de hidrogênio ligados a F, O, N e os pares de elétrons não ligantes entre os outros 
átomos eletronegativos. As ligações de hidrogênio são mais fracas do que as ligações 
covalentes comuns, mas muito mais fortes do que as interações dipolo-dipolo que ocorrem, 
por exemplo, na acetona. 
Forças de dispersão (ou London): dipolo-momentâneo, fatores importantes: 
I- Polarizabilidade relativa dos átomos envolvidos; 
II- Área superficial das moléculas envolvidas.