Fórmulas de Lewis, Lig. Dativa e Ressonância.

Key Concepts

• Ligação Covalente: Compartilhamento de elétrons entre átomos.
• Fórmula Estrutural: Representação das ligações entre átomos em uma molécula.
• Regra do Octeto: Tendência dos átomos de adquirir oito elétrons na camada de valência para alcançar estabilidade.
• Ligação Dativa (Coordenada): Compartilhamento de um par de elétrons fornecido por apenas um dos átomos.
• Íons: Átomos ou moléculas que ganharam ou perderam elétrons, resultando em carga elétrica.
• Ressonância: Representação de uma molécula por múltiplas estruturas de Lewis, diferindo apenas na posição dos elétrons.
• Híbrido de Ressonância: Representação da estrutura real de uma molécula como uma média ponderada de suas estruturas de ressonância.

Montando Fórmulas Estruturais

Tabela Periódica e Ligações

• Metais vs. Não Metais: Ligações covalentes ocorrem principalmente entre não metais e semimetais (lado direito da tabela periódica).
• Famílias e Ligações:
  • 7A (Halogênios): 7 elétrons na última camada, fazem 1 ligação (sempre nas pontas). Ex: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I).
  • 6A (Calcogênios): 6 elétrons, fazem 2 ligações. Ex: Oxigênio (O), Enxofre (S).
  • 5A (Nitrogênios): 5 elétrons, fazem 3 ligações. Ex: Nitrogênio (N), Fósforo (P).
  • 4A (Carbonos): 4 elétrons, fazem 4 ligações. Ex: Carbono (C), Silício (Si).
• Hidrogênio (H): Exceção, possui 1 elétron e faz apenas 1 ligação (completa o dueto, não o octeto).
• Elemento Central: O elemento menos eletronegativo (exceto hidrogênio) geralmente ocupa a posição central.

Exemplos de Montagem

1. CO2 (Dióxido de Carbono):
   • Carbono (4 ligações) no centro, oxigênio (2 ligações) nas extremidades.
   • Estrutura: O=C=O (dupla ligação entre o carbono e cada oxigênio).
2. H2S (Sulfeto de Hidrogênio):
   • Enxofre (2 ligações) no centro, hidrogênio (1 ligação) nas extremidades.
   • Estrutura: H-S-H (ligação simples entre o enxofre e cada hidrogênio).
3. PCl3 (Tricloreto de Fósforo):
   • Fósforo (3 ligações) no centro, cloro (1 ligação) nas extremidades.
   • Estrutura: Cl-P-Cl (ligação simples entre o fósforo e cada cloro). | Cl
4. HCN (Cianeto de Hidrogênio):
   • Carbono (4 ligações) no centro, hidrogênio (1 ligação) e nitrogênio (3 ligações) nas extremidades.
   • Estrutura: H-C≡N (ligação tripla entre o carbono e o nitrogênio).
5. SiH4 (Silano):
   • Silício (4 ligações) no centro, hidrogênio (1 ligação) nas extremidades.
   • Estrutura: H | H-Si-H | H

Ligação Dativa (Coordenada)

Conceito

• Compartilhamento Unilateral: Um átomo (doador) fornece um par de elétrons para ser compartilhado com outro átomo (receptor) que está deficiente em elétrons.
• Estabilidade: O átomo doador já possui o octeto completo, enquanto o receptor precisa de elétrons para atingir a estabilidade.
• Representação: Originalmente representada por uma seta (→) do doador para o receptor, atualmente representada por uma ligação covalente normal.

Exemplos

1. O3 (Ozônio):
   • Dois átomos de oxigênio compartilham ligações covalentes normais.
   • O terceiro átomo de oxigênio recebe um par de elétrons de um dos átomos de oxigênio já ligados.
   • Estrutura: O=O→O (uma ligação dupla e uma dativa).
2. CO (Monóxido de Carbono):
   • O oxigênio (6 elétrons) forma uma ligação dupla com o carbono (4 elétrons).
   • O oxigênio doa um par de elétrons para o carbono através de uma ligação dativa.
   • Estrutura: :C≡O: (uma ligação tripla, incluindo a dativa).
3. HNO3 (Ácido Nítrico):
   • O nitrogênio (5 elétrons) forma uma ligação simples com o hidrogênio e uma ligação dupla com um oxigênio.
   • O nitrogênio doa um par de elétrons para os outros dois átomos de oxigênio através de ligações dativas.
   • Identificação: Se o número de ligações de um átomo difere do esperado (ex: N fazendo 4 ligações em vez de 3), há uma ligação dativa.

Íons e Ressonância

Íons

• Cátions: Perdem elétrons (carga positiva).
• Ânions: Ganham elétrons (carga negativa).
• Montagem:
  • Cátions: Remover elétrons do átomo central.
  • Ânions: Adicionar elétrons ao átomo central.
• Exemplo: NH4+ (Íon Amônio):
  • Nitrogênio (5 elétrons) perde 1 elétron (fica com 4).
  • Forma 4 ligações covalentes com 4 átomos de hidrogênio.
  • Estrutura: [H | H-N-H]+ | H

Ressonância

• Múltiplas Estruturas: Uma molécula pode ser representada por duas ou mais estruturas de Lewis diferentes, variando apenas na posição dos elétrons.
• Híbrido de Ressonância: A estrutura real é uma média ponderada das estruturas de ressonância.
• Representação: Estruturas de ressonância são conectadas por setas de duas pontas (↔).
• Estabilidade: A ressonância contribui para a estabilidade da molécula.
• Exemplo: NO2- (Íon Nitrito):
  • Nitrogênio (5 elétrons) ganha 1 elétron (fica com 6).
  • Forma uma ligação dupla com um oxigênio e uma ligação dativa com o outro.
  • Estruturas de ressonância: O=N-O- ↔ -O-N=O
  • Híbrido de ressonância: As ligações N-O são equivalentes, com caráter intermediário entre simples e dupla (representado por linhas tracejadas).
• Exemplo: CO32- (Íon Carbonato):
  • Carbono (4 elétrons) ganha 2 elétrons (fica com 6).
  • Forma uma ligação dupla com um oxigênio e duas ligações dativas com os outros dois.
  • Três estruturas de ressonância, com a ligação dupla alternando entre os três oxigênios.
• Exemplo: NO3- (Íon Nitrato):
  • Nitrogênio (5 elétrons) ganha 1 elétron (fica com 6).
  • Forma uma ligação dupla com um oxigênio e duas ligações dativas com os outros dois.
  • Três estruturas de ressonância, com a ligação dupla alternando entre os três oxigênios.
• Exemplo: Benzeno (C6H6):
  • Seis átomos de carbono formam um anel hexagonal.
  • Ligações duplas e simples alternadas.
  • Duas estruturas de ressonância equivalentes (Kekulé).
  • Híbrido de ressonância: Todas as ligações C-C são equivalentes, com caráter intermediário entre simples e dupla (aproximadamente 1,5).
  • Representação comum: Círculo dentro do hexágono para indicar a deslocalização dos elétrons π.

Síntese/Conclusão

A habilidade de construir fórmulas estruturais, entender ligações dativas, e reconhecer a ressonância são cruciais para compreender a geometria molecular e as propriedades das moléculas. A ressonância, em particular, demonstra que a representação das moléculas nem sempre é estática e que a estrutura real é frequentemente um híbrido de várias formas possíveis. O vídeo fornece um guia prático e detalhado para dominar esses conceitos fundamentais da química.