Diagramas de pontos de Lewis para átomos, iões e moléculas covalentes

Um diagrama de pontos de Lewis torna-se útil no momento em que uma fórmula química deixa de fornecer informação suficiente. \(\ce{H2O}\) indica que a água contém dois átomos de hidrogénio e um átomo de oxigénio, mas não mostra quais os eletrões que formam ligações, quais permanecem como pares não ligantes, nem por que razão o oxigénio costuma formar duas ligações enquanto o hidrogénio forma uma.

Tenta fazer uma previsão antes de construirmos o método. O oxigénio tem seis eletrões de valência. Isso significa que um átomo de oxigénio na água contribui com os seis para as ligações?

Não. Apenas dois dos eletrões de valência do oxigénio são usados para formar as duas ligações O-H. Os outros quatro permanecem como dois pares não ligantes. Os diagramas de pontos de Lewis tornam essa distribuição eletrónica visível.

01O que um diagrama de pontos de Lewis mostra realmente

Para as ligações químicas, os eletrões mais importantes são geralmente os eletrões de valência, os eletrões que se encontram na camada exterior de um átomo.

Pensa neles como os eletrões disponíveis para as negociações químicas. Os eletrões das camadas internas já se encontram mais próximos do núcleo e, normalmente, não participam nas ligações covalentes comuns.

Um diagrama de Lewis mostra:

• um símbolo químico para cada átomo
• os eletrões de valência como pontos
• pares de eletrões partilhados como ligações covalentes
• pares não partilhados como pares não ligantes
• parênteses retos e uma carga quando toda a espécie é um ião

Para os elementos mais comuns dos grupos principais, o grupo da tabela periódica indica o número de eletrões de valência.

O hélio é a exceção no Grupo 18. Tem apenas dois eletrões porque a sua primeira camada fica completa com dois.

02Diagramas de pontos de Lewis para átomos individuais

Comecemos pelo cloro.

Um átomo de cloro tem sete eletrões de valência. Antes de o desenhares, prevê como deverão estar dispostos os pontos. Colocarias os sete pontos todos do mesmo lado do símbolo?

Isso continuaria a representar sete eletrões, mas não comunicaria claramente a sua distribuição. A convenção habitual de Lewis consiste em colocar primeiro um eletrão em cada um dos quatro lados e só depois começar a formar pares.

Assim, o cloro pode ser representado desta forma:

   ••
•• Cl ••
   •

Existem sete pontos no total:

• três pares
• um eletrão desemparelhado

Esse único eletrão desemparelhado é uma pista útil. O cloro forma frequentemente uma ligação covalente, o que lhe permite partilhar mais um eletrão e atingir uma configuração estável da camada exterior.

N

   ••
•  N  •
   •

03Diagramas de Lewis para iões monoatómicos

Agora, suponhamos que um átomo ganha ou perde eletrões.

O erro mais comum aqui é desenhar primeiro o átomo neutro e depois simplesmente escrever uma carga ao lado. A carga não é decorativa. Indica que o número de eletrões mudou efetivamente.

Considera um ião óxido, \(\mathrm{O}^{2-}\).

Um átomo de oxigénio neutro tem seis eletrões de valência. Uma carga \(2-\) significa que ganhou dois eletrões:

\[ 6 + 2 = 8 \text{ eletrões de valência} \]

Por isso, o seu diagrama de Lewis tem oito pontos:

    ••
[•• O ••]²⁻
    ••

Repara em duas características importantes:

1. Existem oito eletrões em torno de O.
2. Todo o símbolo de Lewis está entre parênteses retos, com \(2-\) escrito no exterior.

Para um ião positivo, faz o contrário: subtrai eletrões.

Por exemplo, o sódio tem um eletrão de valência quando é um átomo neutro. O ião sódio \(\mathrm{Na}^{+}\) perdeu esse eletrão, por isso o seu símbolo de Lewis não tem pontos:

[Na]⁺

Uma regra prática é:

\[ \text{eletrões num anião} = \text{eletrões de valência do átomo neutro} + \text{carga negativa} \]

\[ \text{eletrões num catião} = \text{eletrões de valência do átomo neutro} - \text{carga positiva} \]

As palavras “mais” e “menos” podem ser confusas neste contexto. Um ião negativo tem mais eletrões, enquanto um ião positivo tem menos eletrões.

04Dos átomos às moléculas covalentes

Uma ligação covalente forma-se quando dois átomos partilham um par de eletrões.

Este é o primeiro ponto em que o significado dos pontos muda ligeiramente. Num átomo isolado, um ponto pertence a esse átomo. Numa ligação covalente, um par de eletrões é partilhado entre dois núcleos.

Normalmente, substituímos um par de pontos partilhado por uma linha:

H:H

torna-se

H-H

Uma linha representa dois eletrões, e não um.

Vale a pena fixar isto desde já, porque contar acidentalmente cada ligação como um único eletrão provoca muitos erros nos diagramas de Lewis.

A ideia do octeto

Muitos átomos dos grupos principais tendem a ficar com oito eletrões na camada de valência quando estabelecem ligações. A isto chama-se regra do octeto.

O hidrogénio é diferente. A sua primeira camada só pode conter dois eletrões, por isso o hidrogénio procura atingir um dueto, e não um octeto.

A regra do octeto é um modelo útil, não uma lei obedecida por todas as espécies. Existem exceções importantes, incluindo moléculas que contêm elementos como o boro e espécies com camadas de valência expandidas. No entanto, para as estruturas de Lewis comuns consideradas aqui no contexto do HSC, a regra do octeto é um excelente ponto de partida.

05Um método fiável para desenhar uma molécula

Para moléculas covalentes simples e iões poliatómicos, usa esta sequência.

1. Conta todos os eletrões de valência

Soma os eletrões de valência fornecidos por cada átomo.

Depois, ajusta de acordo com a carga:

• adiciona um eletrão por cada unidade de carga negativa
• subtrai um eletrão por cada unidade de carga positiva

2. Escolhe o átomo central

O átomo central é geralmente o átomo capaz de formar várias ligações.

O hidrogénio nunca é o átomo central numa estrutura de Lewis comum, porque forma apenas uma ligação.

Os halogéneos, como o flúor e o cloro, também são geralmente átomos terminais.

3. Liga os átomos com ligações simples

Cada ligação simples contém dois eletrões.

Subtrai esses eletrões de ligação ao total.

4. Completa primeiro os átomos exteriores

Dá aos átomos terminais eletrões suficientes para atingirem um octeto, exceto ao hidrogénio, que necessita apenas de dois.

5. Coloca os eletrões restantes no átomo central

Quaisquer eletrões ainda não utilizados tornam-se pares não ligantes no átomo central.

6. Verifica o átomo central

Se o átomo central ainda não tiver um octeto, um par não ligante de um átomo vizinho pode ter de se transformar num segundo ou terceiro par de ligação.

Isso cria uma ligação dupla ou tripla.

7. Conta tudo novamente

A tua estrutura final deve conter exatamente o número de eletrões de valência que calculaste no início.

Esta última verificação permite detetar um número surpreendente de erros.

06Os pares não ligantes não são eletrões que sobraram

Um par não ligante é um par de eletrões de valência localizado num átomo e que não participa numa ligação.

Imagina um trabalho de grupo em que dois alunos concordam em partilhar um manual. Esse livro partilhado é semelhante a um par de ligação. Um aluno que mantenha outros dois livros inteiramente para si assemelha-se mais a um par não ligante.

A analogia deixa de funcionar porque os eletrões não são objetos que pertençam a alguém e permaneçam imóveis num átomo. A densidade eletrónica é descrita pela mecânica quântica, e os eletrões de ligação ocupam orbitais moleculares. Mas, para os diagramas de Lewis, “par partilhado” e “par não ligante” são conceitos úteis para organizar a contagem dos eletrões.

Os pares não ligantes são importantes porque afetam mais do que apenas o desenho. Mais tarde, ajudar-te-ão a prever:

• a geometria molecular
• os ângulos de ligação
• a polaridade molecular
• as forças intermoleculares

Por isso, não os trates como pontos que sobraram e que podem ser ignorados.

H O H

H-O-H

  ••
H-O-H
  ••

07Quando as ligações simples não são suficientes

Considera agora \(\ce{CO2}\).

Se ligássemos tudo apenas com ligações simples, poderíamos começar por:

O-C-O

Parece plausível. Mas as estruturas de Lewis são determinadas pela contagem dos eletrões, e não por quão arrumado parece o desenho.

O-C-O

••       ••
••O-C-O••
••       ••

••     ••
O=C=O
••     ••

08Ligações simples, duplas e triplas

Os diagramas de Lewis representam diferentes números de pares de eletrões partilhados utilizando diferentes números de linhas.

Uma ligação tripla no azoto pode ser representada assim:

:N≡N:

Cada átomo de azoto tem:

• seis eletrões envolvidos na ligação tripla
• um par não ligante que contém dois eletrões

Assim, cada átomo de azoto tem um octeto.

Não interpretes três linhas de ligação como “três eletrões”. Três linhas significam três pares, por isso a ligação representa seis eletrões.

09Estruturas de Lewis para iões poliatómicos

Um ião poliatómico contém vários átomos ligados covalentemente, mas possui uma carga elétrica global.

O método é quase igual ao utilizado para uma molécula neutra. A principal diferença surge logo no início: a carga altera o número total de eletrões disponíveis.

Considera o ião amónio, \(\ce{NH4+}\).

O azoto contribui com cinco eletrões de valência. Os quatro hidrogénios contribuem com mais quatro:

\[ 5 + 4 = 9 \]

Mas a espécie tem uma carga \(+1\), o que significa que foi removido um eletrão:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ eletrões de valência} \]

Esses oito eletrões formam quatro ligações N-H:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

Não existem pares não ligantes no azoto em \(\ce{NH4+}\).

Compara isto com o amoníaco neutro, \(\ce{NH3}\):

   ••
H-N-H
   |
   H

O amoníaco tem três ligações N-H e um par não ligante no azoto.

A adição de \(\mathrm{H}^{+}\) ao amoníaco pode formar \(\ce{NH4+}\). O par não ligante do azoto passa a participar na nova ligação N-H.

Esta comparação é útil porque mostra que uma carga pode alterar o padrão de ligação, e não apenas o símbolo escrito no exterior do diagrama.

10Os erros mais tentadores nos diagramas de Lewis

Erro 1: Contar as ligações como um eletrão cada

Uma linha de ligação representa dois eletrões.

Assim, três ligações simples contêm:

\[ 3 \times 2 = 6 \text{ eletrões} \]

e não três eletrões.

Erro 2: Dar oito eletrões ao hidrogénio

O hidrogénio só precisa de dois eletrões na sua primeira camada.

Se deres por ti a desenhar ligações múltiplas ou pares não ligantes em torno do hidrogénio, algo está errado.

Erro 3: Esquecer-se de ajustar a contagem devido à carga iónica

Para \(\ce{NH4+}\), conta menos um eletrão do que os átomos neutros forneceriam.

Para uma espécie com carga negativa, adiciona eletrões.

Erro 4: Completar os átomos exteriores, mas esquecer o centro

É exatamente o que acontece na primeira tentativa para \(\ce{CO2}\). Os átomos de oxigénio podem ter octetos completos enquanto o carbono continua com eletrões insuficientes.

Verifica sempre todos os átomos.

Erro 5: Adicionar ou retirar eletrões até o diagrama “parecer certo”

O número total de eletrões de valência é fixo.

Não podes inventar pontos extra para dar um octeto a todos os átomos. Se a contagem não funcionar, reconsidera a disposição das ligações.

Erro 6: Assumir que a regra do octeto não tem exceções

A regra do octeto funciona extremamente bem para muitas estruturas simples, mas não é universal.

Por exemplo, o boro pode formar compostos estáveis em que tem menos de oito eletrões à sua volta. Os elementos do Período 3 e seguintes também podem aparecer em estruturas que contêm mais de oito eletrões em torno do átomo central.

Por isso, usa a regra do octeto como um modelo poderoso e depois verifica se a espécie que estás a estudar é uma das exceções reconhecidas.

11Uma rotina rápida de verificação

Antes de aceitares qualquer estrutura de Lewis, verifica quatro aspetos:

1. Total de eletrões: O diagrama contém exatamente o número calculado de eletrões de valência?
2. Hidrogénio: Cada H tem uma ligação e, portanto, acesso a dois eletrões?
3. Átomos exteriores: Os átomos comuns dos grupos principais têm octetos completos nos casos em que isso é esperado?
4. Átomo central: Também tem uma configuração eletrónica adequada ou são necessárias ligações múltiplas?

Esta rotina é geralmente mais rápida do que tentar memorizar um diagrama final para cada molécula.

12Perguntas e soluções

Pergunta 1

Desenha o diagrama de pontos de Lewis de um átomo de flúor neutro. Indica quantos eletrões de valência possui e quantos deles estão desemparelhados.

Solução 1

Um átomo de flúor tem sete eletrões de valência, com um eletrão desemparelhado.

O flúor pertence ao Grupo 17, por isso tem sete eletrões na sua camada exterior. Coloca um eletrão em cada lado de F antes de emparelhar os restantes eletrões.

Um diagrama possível é:

   ••
•• F ••
   •

Existem três pares e um eletrão isolado:

\[ 3(2) + 1 = 7 \text{ eletrões de valência} \]

O único eletrão desemparelhado é consistente com o facto de o flúor formar frequentemente uma ligação covalente. O erro comum é confundir “sete eletrões de valência” com “sete ligações”. Os pontos de Lewis representam eletrões, e não ligações.

Pergunta 2

Constrói o diagrama de Lewis de um ião fluoreto, \(\mathrm{F}^{-}\), e explica por que razão tem um número de pontos diferente do de um átomo de flúor neutro.

Solução 2

O ião fluoreto tem oito eletrões de valência representados em torno de F, entre parênteses retos e com uma carga \(1-\).

O flúor neutro tem sete eletrões de valência. A carga negativa indica que ganhou um eletrão adicional:

\[ 7 + 1 = 8 \text{ eletrões} \]

O seu diagrama de Lewis é:

    ••
[•• F ••]⁻
    ••

Assim, o flúor tem quatro pares de eletrões e um octeto completo.

O erro tentador é desenhar sete pontos e simplesmente acrescentar um sinal de menos. Isso ignoraria o significado físico da carga negativa: o ião contém mais um eletrão do que o átomo neutro.

Pergunta 3

Constrói a estrutura de Lewis de \(\ce{NH3}\). Indica o número de pares de ligação e de pares não ligantes em torno do átomo de azoto.

Solução 3

A estrutura de Lewis de \(\ce{NH3}\) tem três pares de ligação N-H e um par não ligante no azoto.

O azoto contribui com cinco eletrões de valência, e os três átomos de hidrogénio contribuem com um cada:

\[ 5 + 3(1) = 8 \text{ eletrões de valência} \]

Coloca o azoto no centro e forma três ligações simples N-H. Estas ligações utilizam:

\[ 3(2) = 6 \text{ eletrões} \]

Restam dois eletrões:

\[ 8 - 6 = 2 \]

Estes formam um par não ligante no azoto:

   ••
H-N-H
   |
   H

Cada hidrogénio tem acesso a dois eletrões através de uma ligação. O azoto tem seis eletrões nas suas três ligações, mais dois no par não ligante, totalizando oito eletrões em torno do azoto.

O par não ligante é importante. Se fosse omitido, apenas seis dos oito eletrões de valência da molécula estariam contabilizados.

Pergunta 4

Um aluno propõe a seguinte estrutura de Lewis para \(\ce{CH2O}\):

H
|
H-C-O

Em seguida, coloca três pares não ligantes no oxigénio.

Determina se a estrutura é válida. Se não for, constrói uma estrutura de Lewis melhor e explica o que estava errado.

Solução 4

A estrutura proposta não é válida como estrutura de Lewis completa. O átomo de carbono tem um octeto incompleto, por isso é necessária uma ligação dupla C=O.

Primeiro, conta os eletrões de valência:

• C contribui com 4
• dois átomos de H contribuem com \(2(1)=2\)
• O contribui com 6

Portanto:

\[ 4 + 2 + 6 = 12 \text{ eletrões de valência} \]

As três ligações simples propostas utilizam:

\[ 3(2) = 6 \text{ eletrões} \]

Três pares não ligantes no oxigénio utilizam mais seis eletrões, pelo que todos os 12 eletrões foram utilizados.

No entanto, o carbono tem apenas três ligações à sua volta, o que lhe dá acesso a seis eletrões em vez de oito.

Por isso, um par não ligante do oxigénio tem de se transformar num segundo par de ligação C-O:

H
 \
  C=O
 /
H
  ••
  ••

De forma equivalente, com os átomos dispostos de maneira diferente:

  H
  |
H-C=O
    ••
    ••

A estrutura final tem duas ligações simples C-H, uma ligação dupla C=O e dois pares não ligantes no oxigénio.

O erro consiste em assumir que uma contagem total de eletrões correta garante automaticamente uma estrutura correta. Também tens de verificar a distribuição dos eletrões em torno de cada átomo.

Pergunta 5

Um aluno afirma: “O ião amónio, \(\ce{NH4+}\), tem de ter um par não ligante no azoto porque o azoto neutro começa com cinco eletrões de valência.”

Usa a contagem de eletrões para testar esta afirmação.

Solução 5

A afirmação está incorreta: o azoto não tem qualquer par não ligante na estrutura de Lewis habitual de \(\ce{NH4+}\).

Começa por contar os eletrões fornecidos pelos átomos neutros:

\[ 5 + 4(1) = 9 \]

A carga \(+1\) significa que o ião tem menos um eletrão:

\[ 9 - 1 = 8 \text{ eletrões de valência} \]

Quatro ligações simples N-H requerem exatamente oito eletrões:

\[ 4(2) = 8 \text{ eletrões} \]

Assim, a estrutura é:

    H
    |
[H-N-H]⁺
    |
    H

Todos os oito eletrões de valência disponíveis já se encontram nas quatro ligações. Nenhum fica disponível para formar um par não ligante.

O azoto continua a ter um octeto porque as quatro ligações colocam oito eletrões de ligação em torno dele.

O equívoco resulta de tentar acompanhar individualmente os cinco eletrões originais do azoto depois da formação das ligações. É mais adequado tratar as estruturas de Lewis contando o conjunto total de eletrões de valência da espécie completa.

Pergunta 6

Uma molécula hipotética \(\ce{OF2}\) contém um átomo de oxigénio ligado a dois átomos de flúor.

Um aluno argumenta que o oxigénio deveria formar ligações duplas com ambos os átomos de flúor porque “as ligações duplas dão ao átomo central um octeto mais forte”.

Constrói a estrutura de Lewis apropriada e explica por que razão as ligações duplas propostas são desnecessárias.

Solução 6

A estrutura de Lewis apropriada tem duas ligações simples O-F, dois pares não ligantes no oxigénio e três pares não ligantes em cada átomo de flúor. As ligações duplas são desnecessárias.

Conta os eletrões de valência:

\[ 6 + 2(7) = 20 \text{ eletrões de valência} \]

Duas ligações simples O-F utilizam quatro eletrões:

\[ 2(2) = 4 \]

Restam:

\[ 20 - 4 = 16 \text{ eletrões} \]

Completar os octetos de ambos os átomos de flúor requer seis eletrões em pares não ligantes em cada flúor:

\[ 2(6) = 12 \text{ eletrões} \]

Restam quatro eletrões, que formam dois pares não ligantes no oxigénio.

Um diagrama compacto é:

  ••       ••
••F-O-F••
  •• ••    ••
     ••

Mais importante ainda, conta os eletrões em torno do oxigénio. Tem quatro eletrões provenientes das duas ligações e quatro provenientes dos dois pares não ligantes:

\[ 4 + 4 = 8 \]

O oxigénio já tem um octeto.

Por isso, não são necessárias ligações duplas para completar a camada de valência do oxigénio. O erro do aluno é considerar que uma ligação dupla é automaticamente “melhor” do que uma ligação simples. As estruturas de Lewis não são uma competição para maximizar a ordem de ligação. A disposição das ligações tem de respeitar o número de eletrões disponíveis e produzir uma distribuição sensata dos eletrões.

Em particular, o flúor forma normalmente uma ligação nas estruturas de Lewis simples, porque os seus sete eletrões de valência deixam-no a apenas um eletrão de completar um octeto.

13O que os diagramas de Lewis permitem determinar a seguir

Uma estrutura de Lewis é mais do que uma imagem final dos eletrões. Depois de conheceres o número de regiões de ligação e de pares não ligantes em torno de um átomo central, podes começar a prever a geometria molecular tridimensional.

Por exemplo, \(\ce{CO2}\) tem duas regiões de ligação em torno do carbono e nenhum par não ligante, enquanto \(\ce{H2O}\) tem duas regiões de ligação e dois pares não ligantes em torno do oxigénio. Assim, as respetivas estruturas de Lewis contêm a informação necessária para explicar por que razão o dióxido de carbono é linear, mas a água é angular.

É nesse passo seguinte que a repulsão entre pares de eletrões e a geometria molecular transformam um diagrama de Lewis plano num modelo da forma real da molécula.