Universidade do Estado de Santa Catarina UDESC Centro de Ciências Tecnológicas CCT Departamento de Química DQMC

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Gustavo Figueiredo Chagas
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1 Disciplina: Química Geral Curso de Licenciatura em Física Prof a.ms. Ana Carolina Koentopp RESUMO DE REGRAS PARA MONTAR ESTRUTURAS QUÍMICAS 1 DESENHANDO ESTRUTURA DE LEWIS: 1. Some todos os elétrons de valência de todos os átomos. Quando for ânion, some 1 elétron para cada carga -, para os cátions subtraia 1 elétron para cada carga +; 2. Escreva todos os símbolos e una-os por ligações simples. O átomo central sempre aparece por primeiro na fórmula molecular quando existem 2 elementos diferentes ou aparece no centro quando há 3 elementos; 3. Complete os octetos de todos os átomos ligados ao átomo central; 4. Coloque qualquer sobra de elétrons no átomo central, mesmo ultrapassando o octeto. Caso não complete o octeto do átomo central, use 1 ou mais dos pares de elétrons livres não compartilhados pelos átomos ligados ao central para formar ligações duplas ou triplas. 2 EXCEÇÕES À REGRA DO OCTETO Existem três classes de exceções à regra do octeto: 1. moléculas com número ímpar de elétrons; 2. moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons; 3. moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto. 2.1 Número ímpar de elétrons Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 2.2 Deficiência em elétrons Relativamente raro. As moléculas com menos de um octeto são típicas para compostos dos Grupos 1A, 2A, e 3A. O exemplo mais típico é o BF3. As estruturas de Lewis nas quais existe uma ligação dupla B F são menos importantes que aquela na qual existe deficiência de elétrons. 2.3 Expansão do octeto Esta é a maior classe de exceções. Os átomos do 3º período em diante podem acomodar mais de um octeto. Além do terceiro período, os orbitais d são baixos o suficiente em energia para participarem de ligações e receberem a densidade eletrônica extra.

2 3 ORDEM DE LIGAÇÃO Ordem de ligação é o número de ligações que une um par específico de átomos. Logo, a ordem de ligação em H2 é 1; no grupo C=O é 2; e em C C, como no etino, C2H2, é 3. Quanto maior a ordem de ligação, menor o comprimento de ligação e consequentemente, mais forte a ligação. Em estruturas ressonantes temos ordem de ligação fracionária (ex: benzeno, íon carbonato, ozônio) O.L. (X-Y) = Nº DE PARES DE ELÉTRONS COMPARTILHADOS POR X Y Nº DE INTERAÇÕES X Y 4 CARGA FORMAL: Para calcular a carga formal: CARGA FORMAL = V - (L + ½ B) Onde, V (valence) = quantidade de elétrons de valência do átomo livre; L (lone pairs) = quantidade de elétrons presentes nos pares isolados (não ligantes) do átomo na estrutura; B (bonded pairs) = quantidade de elétrons compartilhados pelo átomo na estrutura. 5 MODELO VSEPR Para determinar o arranjo: 1. Desenhe a estrutura de Lewis, 2. Conte o número total de pares de elétrons (domínios de elétrons) ao redor do átomo central; 3. Ordene os pares de elétrons em uma das geometrias acima para minimizar a repulsão e e e conte as ligações múltiplas como um par de ligação (domínio de ligação).

3 Arranjos em função do número de domínios de elétrons

4 Arranjos e formas espaciais em função do número de domínios de elétrons

5 Distribuições geométricas características dos conjuntos de orbitais híbridos

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