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10.5: Escrevendo Estruturas de Lewis para Compostos Covalentes


objetivos de aprendizado

  • Desenhe estruturas de Lewis para compostos covalentes.

O procedimento a seguir pode ser usado para construir estruturas de elétrons de Lewis para moléculas e íons mais complexos.

Como fazer: construir estruturas de elétrons de Lewis

1. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.

  • Some os elétrons de valência de cada átomo. (Lembre-se de que o número de elétrons de valência é indicado pela posição do elemento na tabela periódica.)
  • Se a espécie for um íon poliatômico, lembre-se de adicionar ou subtrair o número de elétrons necessários para dar a carga total do íon.

Para CO32−, por exemplo, adicionamos dois elétrons ao total por causa da carga −2.

2. Organize os átomos para mostrar conexões específicas.

  • Quando há um átomo central, geralmente é o elemento menos eletronegativo do composto. Os químicos geralmente listam este átomo central primeiro na fórmula química (como em CCl4 e companhia32−, que ambos têm C como o átomo central), que é outra pista para a estrutura do composto.
  • O hidrogênio e os halogênios estão quase sempre conectados a apenas um outro átomo, então eles geralmente são terminal em vez de central.

3. Coloque um par de elétrons de ligação entre cada par de átomos adjacentes para formar uma ligação simples.

  • Em H2O, por exemplo, existe um par de elétrons de ligação entre o oxigênio e cada hidrogênio.

4. Começando com os átomos terminais, adicione elétrons suficientes a cada átomo para dar a cada átomo um octeto (dois para o hidrogênio).

  • Esses elétrons geralmente serão pares isolados.

5. Se sobrar algum elétron, coloque-o no átomo central.

  • Explicaremos mais tarde que alguns átomos são capazes de acomodar mais de oito elétrons.

6. Se o átomo central tiver menos elétrons do que um octeto, use pares solitários de átomos terminais para formar ligações múltiplas (duplas ou triplas) com o átomo central para obter um octeto.

  • Isso não mudará o número de elétrons nos átomos terminais.

7. Verificação final

  • Sempre certifique-se de que todos os elétrons de valência sejam contabilizados e que cada átomo tenha um octeto de elétrons, exceto o hidrogênio (com dois elétrons).
  • O átomo central é geralmente o elemento menos eletronegativo na molécula ou íon; hidrogênio e halogênios são geralmente terminais.

Agora vamos aplicar este procedimento a alguns compostos específicos, começando com um que já discutimos.

Exemplo ( PageIndex {1} ): Água

Escreva a Estrutura de Lewis para H2O.

Solução

Passos para escrever estruturas de Lewis

Exemplo ( PageIndex {1} )
1. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.

Cada átomo H (grupo 1) tem 1 elétron de valência, e o átomo O (grupo 16) tem 6 elétrons de valência, para um total de 8 elétrons de valência.

2. Organize os átomos para mostrar conexões específicas.

H O H

Como os átomos de H são quase sempre terminais, o arranjo dentro da molécula deve ser HOH.

3. Coloque um par de elétrons de ligação entre cada par de átomos adjacentes para formar uma ligação simples.

4. Começando com os átomos terminais, adicione elétrons suficientes a cada átomo para dar a cada átomo um octeto (dois para o hidrogênio).

Colocar um par de elétrons de ligação entre o átomo de O e cada átomo de H dá

H -O- H

com 4 elétrons restantes.

Cada átomo de H tem uma camada de valência completa de 2 elétrons.

5. Se sobrar algum elétron, coloque-o no átomo central.

Adicionar os 4 elétrons restantes ao oxigênio (como dois pares solitários) dá a seguinte estrutura:

6. Se o átomo central tiver menos elétrons do que um octeto, use pares solitários de átomos terminais para formar ligações múltiplas (duplas ou triplas) com o átomo central para obter um octeto.Não é necessário.
7. Verificação final.A estrutura de Lewis dá ao oxigênio um octeto e a cada hidrogênio 2 elétrons.

Exemplo ( PageIndex {2} )

Escreva a estrutura de Lewis para a molécula (CH_2O )

Solução

Passos para escrever estruturas de Lewis

Exemplo ( PageIndex {2} )
1. Determine o número total de elétrons de valência na molécula ou íon.

Cada átomo de hidrogênio (grupo 1) tem 1 elétron de valência, carbono (grupo 14) tem 4 elétrons de valência e oxigênio (grupo 16) tem 6 elétrons de valência, para um total de [(2) (1) + 4 + 6] = 12 elétrons de valência.

2. Organize os átomos para mostrar conexões específicas.

Como o carbono é menos eletronegativo que o oxigênio e o hidrogênio normalmente é terminal, C deve ser o átomo central.

3. Coloque um par de elétrons de ligação entre cada par de átomos adjacentes para formar uma ligação simples.

Colocar um par de elétrons de ligação entre cada par de átomos ligados dá o seguinte:

6 elétrons são usados ​​e 6 sobras.

4. Começando com os átomos terminais, adicione elétrons suficientes a cada átomo para dar a cada átomo um octeto (dois para o hidrogênio).

Adicionar todos os 6 elétrons restantes ao oxigênio (como três pares solitários) dá o seguinte:

Embora o oxigênio agora tenha um octeto e cada hidrogênio tenha 2 elétrons, o carbono tem apenas 6 elétrons.

5. Se sobrar algum elétron, coloque-o no átomo central.

Não é necessário.

Não há elétrons para colocar no átomo central.

6. Se o átomo central tiver menos elétrons do que um octeto, use pares solitários de átomos terminais para formar ligações múltiplas (duplas ou triplas) com o átomo central para obter um octeto.

Para dar ao carbono um octeto de elétrons, usamos um dos pares solitários de elétrons no oxigênio para formar uma ligação dupla carbono-oxigênio:

7. Verificação final

Tanto o oxigênio quanto o carbono agora têm um octeto de elétrons, então essa é uma estrutura de elétrons de Lewis aceitável. O O tem dois pares de ligação e dois pares solitários, e C tem quatro pares de ligação. Esta é a estrutura do formaldeído, que é usado no fluido de embalsamamento.

Exercício ( PageIndex {1} )

Escreva estruturas de elétrons de Lewis para CO2 e SCl2, um líquido vermelho instável e de cheiro horrível que é usado na fabricação de borracha.

Responder CO2

.

Responder SCl2

.

A Suprema Corte dos Estados Unidos tem a tarefa nada invejável de decidir o que é a lei. Essa responsabilidade pode ser um grande desafio quando não há um princípio claro envolvido ou quando há uma nova situação não encontrada antes. A química enfrenta o mesmo desafio ao estender os conceitos básicos para se adequar a uma nova situação. O desenho das estruturas de Lewis para íons poliatômicos usa a mesma abordagem, mas ajusta um pouco o processo para se ajustar a um conjunto um pouco diferente de circunstâncias.

Escrevendo estruturas de Lewis para íons poliatômicos

Lembre-se de que um íon poliatômico é um grupo de átomos ligados covalentemente e que carregam uma carga elétrica geral. O íon amônio, ( ce {NH_4 ^ +} ), é formado quando um íon hidrogênio ( left ( ce {H ^ +} right) ) se liga ao par solitário de uma amônia ( left ( ce {NH_3} right) ) molécula em uma ligação covalente coordenada.

Figura ( PageIndex {3} ): O íon amônio.

Ao desenhar a estrutura de Lewis de um íon poliatômico, a carga do íon é refletida no número total de elétrons de valência na estrutura. No caso do íon amônio:

(1 : ce {N} ) átomo (= 5 ) elétrons de valência

(4 : ce {H} ) átomos (= 4 vezes 1 = 4 ) elétrons de valência

subtraia 1 elétron para a carga (1+ ) do íon

total de 8 elétrons de valência no íon

É comum colocar a estrutura de Lewis de um íon poliatômico em um grande conjunto de colchetes, com a carga do íon sobrescrita fora dos colchetes.

Exercício ( PageIndex {2} )

Desenhe a estrutura de pontos de elétrons de Lewis para o íon sulfato.

Responder

Exceções à regra do octeto

Por mais importante e útil que seja a regra do octeto na ligação química, existem algumas violações bem conhecidas. Isso não significa que a regra do octeto seja inútil - muito pelo contrário. Como acontece com muitas regras, existem exceções ou violações.

Existem três violações à regra do octeto. As moléculas de elétrons ímpares representam a primeira violação da regra do octeto. Embora sejam poucos, alguns compostos estáveis ​​têm um número ímpar de elétrons em suas camadas de valência. Com um número ímpar de elétrons, pelo menos um átomo na molécula terá que violar a regra do octeto. Exemplos de moléculas de elétrons ímpares estáveis ​​são NO, NO2, e ClO2. O diagrama de pontos de elétrons de Lewis para NO é o seguinte:

Embora o átomo O tenha um octeto de elétrons, o átomo N tem apenas sete elétrons em sua camada de valência. Embora o NO seja um composto estável, ele é muito reativo quimicamente, como a maioria dos outros compostos de elétrons ímpares.

As moléculas com deficiência de elétrons representam a segunda violação da regra do octeto. Esses compostos estáveis ​​têm menos de oito elétrons em torno de um átomo na molécula. Os exemplos mais comuns são os compostos covalentes de berílio e boro. Por exemplo, o berílio pode formar duas ligações covalentes, resultando em apenas quatro elétrons em sua camada de valência:

O boro normalmente faz apenas três ligações covalentes, resultando em apenas seis elétrons de valência ao redor do átomo B. Um exemplo bem conhecido é o BF3:

A terceira violação da regra do octeto é encontrada nos compostos com mais de oito elétrons atribuídos à sua camada de valência. Elas são chamadas de moléculas de camada de valência expandida. Esses compostos são formados apenas por átomos centrais na terceira linha da tabela periódica ou além que têm d orbitais em suas conchas de valência que podem participar de ligações covalentes. Um desses compostos é PF5. O único diagrama de pontos de elétrons de Lewis razoável para este composto tem o átomo P fazendo cinco ligações covalentes:

Formalmente, o átomo P possui 10 elétrons em sua camada de valência.

Exemplo ( PageIndex {3} ): Violações de octeto

Identifique cada violação da regra do octeto desenhando um diagrama de pontos do elétron de Lewis.

  1. ClO
  2. SF6

Solução

uma. Com um átomo de Cl e um átomo de O, esta molécula tem 6 + 7 = 13 elétrons de valência, então é uma molécula de elétron ímpar. Um diagrama de pontos de elétrons de Lewis para esta molécula é o seguinte:

b. Em SF6, o átomo S central faz seis ligações covalentes com os seis átomos F circundantes, portanto, é uma molécula de camada de valência expandida. Seu diagrama de pontos de elétrons de Lewis é o seguinte:

Exercício ( PageIndex {3} ): Difluoreto de xenônio

Identifique a violação da regra do octeto no XeF2 desenhando um diagrama de pontos de elétrons de Lewis.

Responder

O átomo Xe tem uma camada de valência expandida com mais de oito elétrons ao seu redor.

Resumo

Os símbolos de pontos de Lewis fornecem uma racionalização simples de por que os elementos formam compostos com as estequiometrias observadas. Um gráfico da energia total de uma ligação covalente em função da distância internuclear é idêntico ao gráfico de um par iônico porque ambos resultam de forças de atração e repulsiva entre entidades carregadas. Em estruturas de elétrons de Lewis, encontramos pares de ligação, que são compartilhados por dois átomos, e pares solitários, que não são compartilhados entre os átomos. As estruturas de Lewis para íons poliatômicos seguem as mesmas regras que aquelas para outros compostos covalentes. Existem três violações à regra do octeto: moléculas de elétrons ímpares, moléculas com deficiência de elétrons e moléculas de camada de valência expandida.


Desenhe as Estruturas de Lewis para os seguintes compostos Dê

Ligações Químicas • atração elétrica entre núcleos e valência e- de átomos vizinhos que unem os átomos entre si • formam-se ligações para ... - diminuir a energia potencial - aumentar a estabilidade • Três tipos: - Iônico - Covalente - metálico

Ligações iônicas § Os elétrons são transferidos § As diferenças de eletronegatividade são geralmente maiores que 1. 7 § A formação de ligações iônicas é sempre exotérmica!

Rede de cristal de cloreto de sódio - compostos iônicos formam sólidos em temperaturas normais. Alto mp e bp. - Bons condutores de calor e eletricidade - Compostos iônicos se organizam em uma rede cristalina característica de íons positivos e negativos alternados. - geralmente solúvel como um líquido

Ligações covalentes Moléculas verdadeiras - - Não metais - compartilham elétrons Líquidos ou gases em temperatura ambiente (baixa mp e bp) Maus condutores de calor e eletricidade Baixa solubilidade Diatômica

Ligações Metálicas Elementos de metal que compartilham um "Mar de Elétrons" - bons condutores de eletricidade - maleável, dúctil, brilhante

Elétrons de valência - elétrons no nível de energia externo. Esses elétrons determinam 1 a formação de ligações químicas. 8 2 3 4 5 6 7

• Eletronegatividade - uma medida da capacidade de um átomo de atrair elétrons. - átomo de e- neg superior - átomo de e- neg inferior +

Tendência de eletronegatividade • Aumenta para cima e para a direita.

Polaridade da ligação • A maioria das ligações é uma mistura de características iônicas e covalentes

• Ligação covalente não polar - e- são compartilhados igualmente - densidade e simétrica - átomos geralmente idênticos

• Ligação Covalente Polar - e- são compartilhados desigualmente - densidade e assimétrica - resulta em cargas parciais (dipolo) +

Compostos covalentes • As moléculas são grupos neutros de átomos mantidos juntos por ligações covalentes. • Moléculas diatômicas - H 2, N 2, O 2, F 2, Cl 2, Br 2 e I 2. Alótrofos incluem P 4 e S 8.

Compostos covalentes ou moleculares • • • - Compostos entre dois não metais Use prefixos Use apenas mono no segundo elemento P 2 O 5 = pentóxido difósforo dióxido de carbono CO 2 = CO = monóxido de carbono N 2 O = monóxido de dinitrogênio

Regra do octeto • Lembre-se ... - A maioria dos átomos forma ligações para ter 8 elétrons de valência.

Desenhando Diagramas de Lewis • Encontre o nº total de valência e-. • Organizar os átomos - o átomo singular geralmente está no meio. • Forme ligações entre átomos (2 e-). • Distribua o e- restante para dar a cada átomo um octeto (recupere as exceções). • Se não houver e- suficiente para circular, forme ligações duplas ou triplas.

Regra do octeto • Exceções: F F F B F F O SO F H N H F Muito instável !! F F - Hidrogênio 2 valência e- - Grupos 1, 2, 3 obtêm 2, 4, 6 valência e - Octeto expandido com mais de 8 valência e- (por exemplo, S, P, Xe) - Radicais ímpar # de valência e-

Desenho de diagramas de Lewis • CF 4 1 C × 4 e- = 4 e 4 F × 7 e- = 28 e 32 e- 8 e 24 e- F F C F F

Desenho de Diagramas de Lewis • CO 2 1 C × 4 e- = 4 e 2 O × 6 e- = 12 e 16 e- - 4 e 12 e- O C O

Íons poliatômicos • Para encontrar o nº total de valência e-: - Adicione 1 e- para cada carga negativa. - Subtraia 1 e- para cada carga positiva. • Coloque colchetes ao redor do íon e identifique a carga.

C. Íons poliatômicos • NH 4+ 1 N × 5 e- = 5 e 4 H × 1 e- = 4 e 9 e- 1 e 8 e- 8 e 0 e- H H N H H

Estruturas de ressonância • Moléculas que não podem ser representadas corretamente por um único diagrama de Lewis. • A estrutura real é uma média de todas as possibilidades. • Mostrar estruturas possíveis separadas por uma seta de duas pontas.

Geometria VSEPR Zumdahl, De. Coste, World of Chemistry 2002, página 389

Fórmula Tipo de ligação Nome Estrutura Cl CCl 4 Tetracloreto de carbono covalente Cl Pb. F 2 NI 3 fluoreto de chumbo (II) iônico Nitrogênio tri-iodeto covalente C Cl Cl F- Pb + 2 FI N I I

Ligação Iônica: Força de atração entre íons com cargas opostas. Íons • Cátion: Um íon positivo • Mg 2+, NH 4+ • Ânion: Um íon negativo • Cl-, SO 42 -

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Nitrato de bário 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. 2+ (Ba NO 3) 2 3. Equilibre os encargos, se necessário, usando subscritos. Use parênteses se precisar de mais de um íon poliatômico. Não equilibrado!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Sulfato de amônio 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. (NH 4+) SO 42 - 3. Equilibre os encargos, se necessário, usando subscritos. Use parênteses se precisar de mais de um íon poliatômico. 2 Não equilibrado!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Cloreto de ferro (III) 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. 3. Equilibre os encargos, se necessário, usando subscritos. Use parênteses se precisar de mais de um íon poliatômico. Fe 3+ Cl 3 3 Não balanceado!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Sulfeto de alumínio 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. 3. Equilibre os encargos, se necessário, usando subscritos. Use parênteses se precisar de mais de um íon poliatômico. 3+ Al 2 2 S 3 Não balanceado!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Carbonato de magnésio 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. Mg 2+ CO 32 Eles são equilibrados!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Hidróxido de zinco 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. 2+ (Zn OH) 3. Equilibre os encargos, se necessário, usando subscritos. Use parênteses se precisar de mais de um íon poliatômico. 2 Não equilibrado!

Escrevendo fórmulas de compostos iônicos Exemplo: Fosfato de alumínio 1. Escreva as fórmulas para o cátion e o ânion, incluindo CHARGES! 2. Verifique se as cargas estão equilibradas. 3+ Al 3 PO 4 Eles SÃO equilibrados!

Nomeando Compostos Iônicos • 1. Primeiro cátion, depois ânion • 2. Cátion monatômico = nome do elemento • Ca 2+ = íon cálcio • 3. Ânion monatômico = raiz + -ide • Cl- = cloreto • Ca. Cl 2 = cloreto de cálcio

Nomeando Compostos Iônicos (continuação) Metais com múltiplos estados de oxidação Alguns metais formam mais de um cátion • - use algarismos romanos no nome • - • Pb. Cl 2 • Pb 2+ é cátion • Pb. Cl 2 = cloreto de chumbo (II)

Cálculo da massa da fórmula Calcule a massa da fórmula do carbonato de magnésio, Mg. CO 3. 24,31 g + 12. 01 g + 3 (16. 00 g) = 84,32 g

Cálculo da composição percentual Calcule a composição percentual do carbonato de magnésio, Mg. CO 3. Do slide anterior: 24,31 g + 12,10 g + 3 (16,00 g) = 84,32 g 100,00

FÓRMULA QUÍMICA COVALENTE IÔNICO Fórmula Unidade Fórmula Molecular Na. Cl CO 2

Elementos do COMPOSTO 2 Composto binário Na. Cl mais de 2 elementos Composto Ternário Na. N ° 3

ION 1 átomo Íon Monatômico Na + 2 ou mais átomos Íon Poliatômico NO 3 -

Fórmulas Fórmula empírica: a menor proporção do número inteiro de átomos em um composto. Fórmula molecular: o número verdadeiro de átomos de cada elemento na fórmula de um composto. q fórmula molecular = (fórmula empírica) n [n = inteiro] q fórmula molecular = C 6 H 6 = (CH) 6 q fórmula empírica = CH

Fórmulas (continuação) As fórmulas para compostos iônicos são SEMPRE empíricas (razão de número inteiro mais baixa). Exemplos: Na. Cl Mg. Cl 2 Al 2 (SO 4) 3 K 2 CO 3

Fórmulas (continuação) Fórmulas para compostos moleculares PODEM ser empíricas (razão de número inteiro mais baixa). Molecular: H 2 O C 6 H 12 O 6 C 12 H 22 O 11 Empírico: H 2 O CH 2 O C 12 H 22 O 11

Determinação da fórmula empírica 1. Cálculo baseado em 100 gramas de composto. 2. Determine os moles de cada elemento em 100 gramas de composto. 3. Divida cada valor de moles pelo menor dos valores. 4. Multiplique cada número por um inteiro para obter todos os números inteiros.

Determinação da fórmula empírica O ácido adípico contém 49,32% C, 43,44% O e 6,85% H em massa. Qual é a fórmula empírica do ácido adípico?

Determinação da fórmula empírica (parte 2) Divida cada valor de moles pelo menor dos valores. Carbono: Hidrogênio: Oxigênio:

Determinação da fórmula empírica (parte 3) Multiplique cada número por um inteiro para obter todos os números inteiros. Carbono: 1. 50 x 2 3 Hidrogênio: 2. 50 x 2 5 Oxigênio: 1. 00 x 2 2 Fórmula empírica: C 3 H 5 O 2

Encontrando a Fórmula Molecular A fórmula empírica do ácido adípico é C 3 H 5 O 2. A massa molecular do ácido adípico é 146 g / mol. Qual é a fórmula molecular do ácido adípico? 1. Encontre a massa da fórmula de C 3 H 5 O 2 3 (12, 01 g) + 5 (1, 01) + 2 (16, 00) = 73,8 g

Encontrando a Fórmula Molecular A fórmula empírica do ácido adípico é C 3 H 5 O 2. A massa molecular do ácido adípico é 146 g / mol. Qual é a fórmula molecular do ácido adípico? 2. Divida a massa molecular pela massa dada pela fórmula empírica. 3 (12, 01 g) + 5 (01, 01) + 2 (16, 00) = 73,8 g

Encontrando a Fórmula Molecular A fórmula empírica do ácido adípico é C 3 H 5 O 2. A massa molecular do ácido adípico é 146 g / mol. Qual é a fórmula molecular do ácido adípico? 3. Multiplique a fórmula empírica por este número para obter a fórmula molecular. 3 (12, 01 g) + 5 (01, 01) + 2 (16, 00) = 73,8 g (C 3 H 5 O 2) x 2 = C 6 H 10 O 4


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Usando estruturas de pontos de Lewis para mostrar elétrons de valência

As estruturas de pontos de Lewis podem ser desenhadas para mostrar os elétrons de valência que circundam o próprio átomo. Este tipo de estrutura de pontos de Lewis é representado por um símbolo atômico e uma série de pontos. Veja os exemplos a seguir sobre como desenhar estruturas de pontos de Lewis para átomos comuns envolvidos na ligação covalente.

Exemplo 1. Desenhe a estrutura de pontos de Lewis para o átomo de hidrogênio.

Como o hidrogênio está no Grupo I, ele tem um (1) elétron de valência em sua camada.

Exemplo 2. Desenhe a estrutura de pontos de Lewis para o átomo de Florine.

Como o flúor está no período 2, ele pode acomodar no máximo oito (8) elétrons no segundo nível de energia. Flúor Grupo VII, o que significa que possui um total de sete (7) elétrons de valência ao redor do átomo.

Exemplo 3. Desenhe a estrutura de pontos de Lewis para o oxigênio.

Como o oxigênio está no período 2, ele pode acomodar no máximo oito (8) elétrons no segundo nível de energia. Oxigênio Grupo VI, o que significa que tem um total de seis (6) elétrons de valência ao redor do átomo

Exemplo A. Determine o número total de elétrons de valência para C

Exemplo B. Determine o número total de elétrons de valência para H2O

  • Hidrogênio, Grupo I, tem 1 elétron x 2 = 2
  • Oxigênio, Grupo VI, tem 6 elétrons x 1 = 6
  • Elétrons de valência total na água = 8

Exemplo C. Determine o número total de elétrons de valência para MgBr2

  • Magnésio, Grupo 2, tem 2 elétrons x 1 = 2
  • Bromo, Grupo 7, tem 7 elétrons x 2 = 14
  • Nº total de elétrons de valência em MgBr2 = 16

Rede Covalente Sólida

Sólidos da rede covalente incluem cristais de diamante, silício, alguns outros não-metais e alguns compostos covalentes, como dióxido de silício (areia) e carboneto de silício (carborundum, o abrasivo da lixa). Muitos minerais possuem redes de ligações covalentes. Os átomos nesses sólidos são mantidos juntos por uma rede de ligações covalentes, conforme mostrado na Figura 5. Para quebrar ou derreter um sólido da rede covalente, as ligações covalentes devem ser quebradas. Como as ligações covalentes são relativamente fortes, os sólidos da rede covalente são tipicamente caracterizados pela dureza, resistência e altos pontos de fusão. Por exemplo, o diamante é uma das substâncias mais duras conhecidas e derrete acima de 3500 ° C.

Figura 5. Um cristal covalente contém uma rede tridimensional de ligações covalentes, conforme ilustrado pelas estruturas de diamante, dióxido de silício, carboneto de silício e grafite. O grafite é um exemplo excepcional, composto de folhas planas de cristais covalentes que são mantidos juntos em camadas por forças não covalentes. Ao contrário dos sólidos covalentes típicos, o grafite é muito macio e eletricamente condutor.


Usando Cargas Formais para Distinguir entre Estruturas de Lewis

Como um exemplo de como as cargas formais podem ser usadas para determinar a estrutura de Lewis mais estável para uma substância, podemos comparar duas estruturas possíveis para o CO2. Ambas as estruturas estão de acordo com as regras para estruturas de elétrons de Lewis.

1. C é menos eletronegativo do que O, por isso é o átomo central.

2. C tem 4 elétrons de valência e cada O tem 6 elétrons de valência, para um total de 16 elétrons de valência.

3. Colocando um par de elétrons entre o C e cada O dá O – C – O, com 12 elétrons restantes.

4. A divisão dos elétrons restantes entre os átomos de O dá três pares solitários em cada átomo:

Essa estrutura tem um octeto de elétrons ao redor de cada átomo de O, mas apenas 4 elétrons ao redor do átomo de C.

5. Nenhum elétron é deixado para o átomo central.

6. Para dar ao átomo de carbono um octeto de elétrons, podemos converter dois dos pares solitários dos átomos de oxigênio em pares de elétrons de ligação. Existem, no entanto, duas maneiras de fazer isso. Podemos pegar um par de elétrons de cada oxigênio para formar uma estrutura simétrica ou pegar os dois pares de elétrons de um único átomo de oxigênio para dar uma estrutura assimétrica:

Ambas as estruturas de elétrons de Lewis fornecem um octeto aos três átomos. Como decidimos entre essas duas possibilidades? As cargas formais para as duas estruturas de elétrons de Lewis de CO2 são como segue:

Ambas as estruturas de Lewis têm uma carga formal líquida de zero, mas a estrutura à direita tem uma carga +1 no átomo mais eletronegativo (O). Assim, prevê-se que a estrutura simétrica de Lewis à esquerda seja mais estável, e é, de fato, a estrutura observada experimentalmente. Lembre-se, porém, de que cobranças formais não representam as cargas reais nos átomos em uma molécula ou íon. Eles são usados ​​simplesmente como um método de contabilidade para prever a estrutura de Lewis mais estável para um composto.

Observe o padrão

A estrutura de Lewis com o conjunto de cargas formais mais próximas de zero é geralmente a mais estável.

Exemplo 6

O íon tiocianato (SCN -), que é usado na impressão e como um inibidor de corrosão contra gases ácidos, tem pelo menos duas estruturas de elétrons de Lewis possíveis. Desenhe duas estruturas possíveis, atribua cargas formais em todos os átomos em ambas e decida qual é o arranjo preferido de elétrons.

Dado: compostos químicos

Solicitado por: Estruturas de elétrons de Lewis, cargas formais e arranjo preferencial

UMA Use o procedimento passo a passo para escrever duas estruturas de elétrons de Lewis plausíveis para SCN -.

B Calcule a carga formal em cada átomo usando a Equação 8.11.

C Preveja qual estrutura é preferida com base na carga formal de cada átomo e sua eletronegatividade em relação aos outros átomos presentes.

UMA As possíveis estruturas de Lewis para o íon SCN são as seguintes:

B Devemos calcular as cargas formais em cada átomo para identificar a estrutura mais estável. Se começarmos com carbono, notamos que o átomo de carbono em cada uma dessas estruturas compartilha quatro pares de ligações, o número de ligações típicas do carbono, portanto tem uma carga formal igual a zero. Continuando com o enxofre, observamos que em (a) o átomo de enxofre compartilha um par de ligação e tem três pares solitários e tem um total de seis elétrons de valência. A carga formal no átomo de enxofre é, portanto, 6 - (6 + 2 2) = - 1. Em (b), o átomo de enxofre tem dois pares de ligação e dois pares isolados, dando-lhe uma carga formal igual a zero. Em (c), o enxofre tem uma carga formal de +1. Completando nossos cálculos com nitrogênio, em (a) o átomo de nitrogênio tem três pares de ligação, dando a ele uma carga formal igual a zero. Em (b), o átomo de nitrogênio tem dois pares solitários e compartilha dois pares de ligação, dando a ele uma carga formal de 5 - (4 + 4 2) = - 1. Em (c), o nitrogênio tem uma carga formal de −2.

C Qual estrutura é preferida? A estrutura (b) é preferida porque a carga negativa está no átomo mais eletronegativo (N) e tem cargas formais mais baixas em cada átomo em comparação com a estrutura (c): 0, -1 contra +1, -2.

Sais contendo o íon fulminato (CNO -) são usados ​​em detonadores explosivos. Desenhe três estruturas de elétrons de Lewis para CNO - e use cargas formais para prever qual é mais estável. (Nota: N é o átomo central.)

Prevê-se que a segunda estrutura seja mais estável.


Como você desenha as estruturas de Lewis para compostos covalentes?

Da mesma forma, qual é a estrutura de Lewis para h2o? O esqueleto estrutura é H-O-H. O tem 6 elétrons de valência e cada H tem um. Você deve organizar 8 elétrons em pares de modo que O tenha 8 e cada H tenha dois elétrons em sua camada de valência. Você tem oito elétrons de valência em seu teste estrutura, por isso tem o número correto de elétrons.

Da mesma forma, você pode perguntar, você pode desenhar estruturas de Lewis para compostos iônicos?

Estruturas de ponto Lewis Ionic. Em um iônico ligação, 1 átomo perde todos os seus elétrons externos (deixando para trás uma camada interna preenchida) enquanto outro átomo ganha elétron (s) para preencher sua camada de valência. Quando você desenha um íon, não se esqueça [] e uma carga. Veja, o metal não tem elétrons de valência e o não metal está cheio.

Qual é a estrutura de Lewis para CO?

Desenhando o Estrutura Lewis para CO O Estrutura de Lewis para CO tem 10 elétrons de valência. Para o Estrutura CO Lewis você vai precisar de uma ligação tripla entre os átomos de carbono e oxigênio para satisfazer os octetos de cada átomo enquanto ainda usa os 10 elétrons de valência disponíveis para o CO molécula.


Quais etapas você sempre deve seguir ao escrever estruturas de Lewis para ligações covalentes?

1. Escreva a estrutura esquelética correta para a molécula. (O elemento mais metálico é geralmente halogênios centrais e hidrogênio e geralmente moléculas terminais tendem a ser simétricas.) 2. Calcule o número total de elétrons de valência (para íons, não se esqueça de adicionar / subtrair elétrons!) 3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para formar ligações simples.4. Adicione os elétrons restantes aos pares para completar os octetos de todos os átomos, faça um dueto com o Hidrogênio (complete os octetos dos átomos terminais primeiro, deixando o (s) átomo (s) central (is) até o último se o átomo central tiver menos de 8 elétrons, mova um ou mais solitários pares em um par de ligação para formar ligações múltiplas)

Razão Explicada

1. Escreva a estrutura esquelética correta para a molécula. (O elemento mais metálico é geralmente halogênios centrais e hidrogênio e geralmente moléculas terminais tendem a ser simétricas.) 2. Calcule o número total de elétrons de valência (para íons, não se esqueça de adicionar / subtrair elétrons!) 3. Coloque um par de elétrons entre cada par de átomos ligados para formar ligações simples.4. Adicione os elétrons restantes aos pares para completar os octetos de todos os átomos, faça um dueto com o Hidrogênio (complete os octetos dos átomos terminais primeiro, deixando o (s) átomo (s) central (is) até o último se o átomo central tiver menos de 8 elétrons, mova um ou mais pares em um par de ligação para formar ligações múltiplas) está correto para Quais etapas você sempre deve seguir ao escrever estruturas de Lewis para ligações covalentes?


Ligações covalentes e diagramas de Lewis de moléculas simples

O exemplo mais simples a considerar é o hidrogênio (H), que é o menor elemento da tabela periódica com um próton e um elétron. O hidrogênio pode se tornar estável se atingir um nível de valência total, como o gás nobre que está mais próximo dele na tabela periódica, o hélio (He). Essas são exceções à regra do octeto porque requerem apenas 2 elétrons para ter um nível de valência completo.

Dois átomos de H podem vir juntos e compartilhado cada um de seus elétrons para criar uma & # 8216 ligação covalente. & # 8217 O par compartilhado de elétrons pode ser considerado como pertencente a qualquer um dos átomos e, portanto, cada átomo agora tem dois elétrons em seu nível de valência, como He. A molécula resultante é H2, e é a molécula mais abundante do universo.

Estrutura de Lewis do hidrogênio diatômicoEste é o processo pelo qual o H2 molécula é formada. Dois átomos de H, cada um contribuindo com um elétron, compartilham um par de elétrons. Isso é conhecido como uma & # 8216 ligação covalente única. & # 8217 Observe como os dois elétrons podem ser encontrados em uma região do espaço entre os dois núcleos atômicos.

O formalismo de Lewis usado para o H2 molécula é H: H ou H — H. O primeiro, conhecido como & # 8216Lewis dot diagram, & # 8217 indica um par de elétrons compartilhados entre os símbolos atômicos, enquanto o último, conhecido como & # 8216Lewis structure & # 8217 usa um traço para indicar o par de compartilhados elétrons que formam uma ligação covalente. Moléculas mais complicadas também são representadas dessa maneira.

Lewis dot dragram para metanoMetano, com fórmula molecular CH4, é mostrado. Os elétrons são codificados por cores para indicar a quais átomos eles pertenciam antes da formação das ligações covalentes, com o vermelho representando o hidrogênio e o azul representando o carbono. Four covalent bonds are formed so that C has an octet of valence electrons, and each H has two valence electrons—one from the carbon atom and one from one of the hydrogen atoms.

Now consider the case of fluorine (F), which is found in group VII (or 17) of the periodic table. It therefore has 7 valence electrons and only needs 1 more in order to have an octet. One way that this can happen is if two F atoms make a bond, in which each atom provides one electron that can be shared between the two atoms. The resulting molecule that is formed is F2, and its Lewis structure is F—F.

Achieving an octet of valence electronsTwo fluorine atoms are able to share an electron pair, which becomes a covalent bond. Notice that only the outer (valence level) electrons are involved, and that in each F atom, 6 valence electrons do not participate in bonding. These are ‘lone pairs’ of electrons.

After a bond has formed, each F atom has 6 electrons in its valence level which are not used to form a bond. These non-bonding valence electrons are called ‘lone pairs’ of electrons and should sempre be indicated in Lewis diagrams.

Lewis structure of acetic acidAcetic acid, CH3COOH, can be written out with dots indicating the shared electrons, or, preferably, with dashes representing covalent bonds. Notice the lone pairs of electrons on the oxygen atoms are still shown. The methyl group carbon atom has six valence electrons from its bonds to the hydrogen atoms because carbon is more electronegative than hydrogen. Also, one electron is gained from its bond with the other carbon atom because the electron pair in the C−C bond is split equally.


Lewis Dot Structures and Covalent Bonding

Compare and contrast different bond types that result in the formation of molecules and compounds.

Explain why compounds are composed of integer ratios of elements.

Compare the electron configurations for the first twenty elements of the periodic table.

Relate the position of an element on the periodic table to its electron configuration and compare its reactivity to the reactivity of other elements in the table.

Explain how atoms combine to form compounds through both ionic and covalent bonding.

Predict chemical formulas based on the number of valence electrons.

Draw Lewis dot structures for simple molecules and ionic compounds.

Predict the chemical formulas for simple ionic and molecular compounds.

Use the mole concept to determine number of particles and molar mass for elements and compounds.

Determine percent compositions, empirical formulas, and molecular formulas.

Distinguish among the isotopic forms of elements.

Explain the probabilistic nature of radioactive decay based on subatomic rearrangement in the atomic nucleus.

Explain how light is absorbed or emitted by electron orbital transitions.

Objectives

In this lesson, students will learn how atoms bond with one another by sharing their electrons to form a covalent bond. They will explore examples of covalent molecules by constructing Lewis dot structures, which show how the valence electrons are shared within the molecules. Students will:

be able to identify which molecules are covalent (nonmetal with nonmetal for this lesson).

draw Lewis dot structures and electron dot structures for a given covalent molecule.

determine when molecules will form single, double, or triple bonds.

identify the number of valence electrons on given atoms.

apply the octet rule to Lewis dot structures.

Essential Questions

Vocabulary

Intermolecular Forces: Forces of attraction between molecules.

Hydrocarbon: A covalently bonded molecule primarily made from hydrogen and carbon atoms.

Covalent Bond: A chemical bond that involves atoms sharing their valence electrons.

Valence Electrons: Electrons in the outermost shell that participate with the chemical bonding.

Lone Electron Pairs: Valence electrons that are not shared in a covalent bond.

Lewis Dot Structures (electron dot diagrams): Diagrams that show electrons, bonding, and lone pairs of electrons.

Molecule: Two or more atoms held together by covalent bonds.

Diatomic Molecule: A molecule made up of two atoms covalently bonded

Valence Shell: The outer electron shell of any atom.

Ionization Energy: The amount of energy required to remove an electron from a specific atom.

Octet Rule: States that most atoms tend to combine so that they each have eight electrons in their valence shells.

Duration

Prerequisite Skills

Materiais

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Related Materials & Resources

The possible inclusion of commercial websites below is not an implied endorsement of their products, which are not free, and are not required for this lesson plan.

Formative Assessment

Through group discussions and handouts, assess students&rsquo application of valence electron participation in bonding in order to evaluate their understanding of ionic bonding.

Have students work on the Covalent Lewis Dot Structures worksheet in class so that you can answer questions and look at student responses.

Assess this objective by observing students participating during the guided instruction. Call on individual students and have them draw the structures on the board.

Suggested Instructional Supports

Students will be introduced to the lesson&rsquos material through a demonstration involving a covalent molecule, after which they will learn to draw Lewis dot structures for covalent molecules.

Students&rsquo interest will be generated through a demonstration that asks students to examine a candle burning. They are introduced to covalent molecules and bonding as they examine the structural differences between butane and paraffin.

During this lesson students will practice drawing Lewis dot structures together during the guided instruction segment. Students will then practice drawing Lewis dot structures on their own.

Students will have practice drawing covalent Lewis dot structures during the guided instruction. They will revisit this material as they individually work through other examples on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet.

Students will express what they have learned on the Covalent Bonding Lewis Dot Structures worksheet and during question/answer portions of the guided instruction.

The lesson asks students to follow a sequence of steps in forming Lewis dot structures that can be repeated each time they model a covalent bond, providing an approach that all students can follow. There are also extensions provided to meet the needs of a variety of learning styles.

The order of the lesson fosters independent application of the fundamentals behind the guided instruction. Students are guided through drawing structures of covalent molecules and then they will apply their knowledge to a practice worksheet.

Instructional Procedures

Distribute copies of the Steps for Drawing Lewis Dot Structures handout (S-C-4-1_Steps for Drawing Lewis Dot Structures.docx). Explain that, &ldquoA molecule is a neutral group of atoms held together by covalent bonds. Most of the substances we encounter every day, such as water, sugar, and carbon dioxide, are held together by covalent bonds between their atoms. In order to show how covalent bonding occurs we will draw Lewis dot structures. Lewis dot structures are two-dimensional models that we can draw to represent the bonds between atoms in molecules. There are a few rules to keep in mind when drawing these structures.&rdquo Explain the steps for creating Lewis dot structures, using the handout and the Periodic table.

Valence Electrons

&ldquoTo make the molecule symmetrical, the carbon atom needs to be in the center, flanked on all sides by hydrogen. Each carbon atom has four valence electrons. Draw each electron as a dot around the carbon atom, like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoEach hydrogen atom has one valence electron. Draw these by the hydrogen atoms.&rdquo Draw the following on the board.

Explain that, &ldquoIf you count the number of electrons shown in the valence shell of the carbon atom, there are eight. That is considered a full valence shell. Other atoms that do not have eight valence electrons will form bonds to achieve this full valence shell. This is called the &lsquooctet rule.&rsquo Hydrogen is an exception to the octet rule, as it needs to have two valence electrons instead of eight to have a full outer shell. When atoms obtain a full shell of valence electrons their stability increases.&rdquo

&ldquoIf you count the total number of electrons in the molecule, there are eight, which matches the total we calculated in the table above. Notice that the hydrogen and carbons atoms are SHARING the electrons in order to achieve a full outer shell of electrons. Let&rsquos try another one.&rdquo

CCl4 (carbon tetrachloride)

Valence Electrons

&ldquoDraw the carbon atom with its four valence electrons. Draw the four chlorine atoms around the carbon atom with each of their seven electrons, like this&rdquo (draw the following on the board):

&ldquoCount the total electrons in the molecule, there are 32, which matches the total in our table. Each atom in the molecule also has eight electrons around it. They achieve this stability by sharing their electrons. Meaning, you will count electrons for BOTH carbon and chlorine. The electrons that are being shared can also be written as a single line, or bond. One line represents one single bond. CCl4 can be written like this.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoIn addition to Lewis dot structures, molecules can also be drawn using &lsquoline-bond structures,&rsquo in which covalent bonds between two electrons are shown as lines joining the two atoms. In this line-bond structure of carbon tetrachloride, the lone pairs of electrons on the four chlorine atoms are not shown but they are understood to be there.&rdquo

Valence Electrons

&ldquoWhich atom is the central atom in this case? Ask yourself, how can I set the structure up so that is looks the most symmetrical? The two carbon atoms will serve as the backbone. Now draw the valence electrons around each atom.&rdquo Begin drawing the model shown below as you guide students.

&ldquoJust as you did in the last examples, count the total number of electrons. It needs to be 14. Look at each carbon atom individually. There needs to be eight electrons around each atom. Look at each hydrogen atom individually. There needs to be two electrons around each atom. Notice how each atom achieves the octet rule, but the total number of electrons stays low. This is only achieved through SHARING the electrons. Replace each electron pair of with a single line to show a bond.&rdquo

Valence Electrons

Instruct students to follow the same steps they have been, in terms of deciding which atom will be the central atom. In this case, the central atom will be oxygen flanked by two hydrogen atoms, because that makes the molecule symmetrical:

http://users.humboldt.edu/rpaselk/ChemSupp/LewisStructures/H2O.gif Instruct students the substitute the electron pairs in between oxygen and hydrogen for single bonds. This can be shown as:

&ldquoNotice that there are two electron pairs around oxygen that are not shared with hydrogen. These are called &lsquolone electron pairs.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoIf each of the three atoms were to have eight electrons, that would be 24 electrons total. You only have 16 electrons to work with, so it is clear that some electrons will have to be shared. However, more electrons will have to be shared between the atoms than were in the previous examples. Start by making carbon the central atom, flanked by two oxygen atoms to make the molecule symmetrical. Then, add the valence electrons.&rdquo Draw the following on the board:

&ldquoLooking at this structure, you can see that there are 16 electrons represented, which matches the total from the table. However, carbon is electron deficient. The only way for all three atoms to satisfy the octet rule, is to share MORE electrons and form double bonds.&rdquo Change your drawing to look as follows:

&ldquoJust as you did before, change the electron pairs in between oxygen and carbon to lines to represent the bonds. Notice there will be two lines on the left and two lines on the right. These are called &lsquodouble bonds.&rsquo Atoms can form triple bonds as well.&rdquo Draw the following:

&ldquoAll of the examples we have done in this lesson involve atoms that need to share their electrons in order to satisfy the octet rule. When atoms share their electrons, it is called a &lsquocovalent bond.&rsquo&rdquo

Valence Electrons

&ldquoAll molecules are made up of at least two covalently bonded atoms. &lsquoDiatomic molecules&rsquo are the simplest molecules, made up of two atoms bonded together. &lsquoDiatomic elements,&rsquo such as fluorine, oxygen, nitrogen, and hydrogen, are found in nature as diatomic molecules composed of two atoms of the element. In this example, the two fluorine atoms each have 7 valence electrons. They bond to share one pair of electrons for a total of 14 valence electrons.&rdquo

Distribute to students copies of the Covalent Bonding Lewis Dot Structures Worksheets (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures.doc) and have students finish them in class. This worksheet can also be assigned as homework and handed in the next day. Refer to the answer key as necessary (S-C-4-1_Covalent Lewis Dot Structures KEY.doc).

Display or hand out to students copies of the Bohr model of neon (S-C-4-1_Bohr Model-Valence Electrons.doc). Say, &ldquoIn 1913, Niels Bohr suggested that electrons travel around the nucleus in specific paths. The paths are located in levels at certain distances from the nucleus. Electrons can jump from one level to another. The Bohr model below shows the electrons in a neon atom. How many valence electrons does neon have in its valence shell?&rdquo (8) &ldquoIs neon very likely to bond with other atoms? Why or why not?&rdquo (No, because its valence shell is full. You can also tell because it is a noble gas on the Periodic table.)

Students who learn best kinesthetically, or need extra practice with the standards, can experience covalent bonding through role playing. You can assign students specific nonmetals and give them each a blank index card. Have them use the periodic table to determine how many valence electrons each atom has, and write it on the index card. Have them move around, looking at one another&rsquos index cards in order to determine which atoms they can bond with.

You may choose to discuss electronegativity. Atoms with similar electronegativities will form covalent bonds, either polar or nonpolar. Atoms with very different electronegativities will form ionic bonds, because the electrons are so delocalized.

Resonance structures are something that you may discuss if you feel that students need to go beyond the content in this lesson. Some molecules or polyatomic ions have multiple structures, called resonance structures, because they resonate in between them. It is important to note that the molecules do not actually switch from one structure to the next but it is helpful for chemists to write them out as if they do. In actuality, they exist as all three (in the example below) at once. The polyatomic nitrate ion (NO3-) is shown below:


Assista o vídeo: Ligação Covalente: Estruturas de Lewis - CAIU NO ENEM! (Novembro 2021).