Como Desenhar Geometrias Moleculares de Cátions e de Ânions
Introdução
Capítulo curto, vamos aprender como desenhar a geometria molecular de cátions e de ânions.
Passo a Passo: Como Determinar a Geometria de Cátions e Ânions
A chave para resolver esses problemas é simples: você precisa saber onde os elétrons entram ou saem.
- Quando um elétron é adicionado: Ele vai para o átomo mais eletronegativo da molécula.
- Quando um elétron é removido: Ele sai do átomo menos eletronegativo.
Lembre da sequência de eletronegatividade que já discutimos antes:
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H.
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Vamos aplicar esse conceito para entender como desenhar os seguintes exemplos: SO₃²⁻, CO₃²⁻, H₃O⁺ e NH₄⁺.
Exemplo 1: Sulfito (SO₃²⁻)
1️⃣ Contagem dos elétrons de valência:
O enxofre (S) tem 6 elétrons de valência e quer fazer 2 ligações. Porém, ele tem subnível d, então pode fazer mais que 2, se necessário.
Cada oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência e quer fazer 2 ligações.
O ânion tem carga ²⁻, o que significa que devemos adicionar 2 elétrons extras.
2️⃣ Para onde os elétrons vão:
Para montar o esqueleto, é simples: basta que o átomo central interaja com todas as partes da molécula.
Pela sequência de eletronegatividade, o oxigênio é mais eletronegativo, então eles quem receberão os 2 elétrons extra.
Não posso dar os 2 elétrons para o mesmo oxigênio, se não ele já ficaria com 8 elétrons e não faria nenhuma ligação com o enxofre.
Desse jeito, meu átomo central não estaria interagindo com toda a molécula, então não pode.
Portanto, darei um elétron extra para dois oxigênios diferentes.
O átomo central é o enxofre, então ele precisa interagir com os 3 oxigênios.
3️⃣ Finalização das ligações:
Nesse momento, temos 6é no enxofre, 6é em um oxigênio e 7é em dois oxigênios.
Portanto, o enxofre deve fazer uma ligação simples para os dois oxigênios com 7é e uma ligação dupla para o oxigênio com 6é.
Agora, todos os oxigênios possuem 8é e o enxofre possui 10é, sendo um par de elétrons livre.
4️⃣ Geometria molecular:
Perceba que o enxofre tem 4 nuvens eletrônicas: uma ligação dupla com um oxigênio, duas ligações simples com oxigênios e um par de elétrons livre.
Se ele possui 4 nuvens eletrônicas com 1 par de elétron livre, nossa geometria é piramidal.
5️⃣ Desenho:
Faça o desenho piramidal e represente, entre colchetes, o 2-, que é a carga da molécula.
Exemplo 2: Carbonato (CO₃²⁻)
1️⃣ Contagem dos elétrons de valência:
O carbono (C) tem 4 elétrons de valência e quer fazer 4 ligações.
Cada oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência e quer fazer 2 ligações.
O ânion tem carga ²⁻, o que significa que devemos adicionar 2 elétrons extras.
2️⃣ Para onde os elétrons vão:
O carbono, sendo menos eletronegativo, será o átomo central.
Os oxigênios, por serem mais eletronegativos, receberão os elétrons extras.
Pelo mesmo raciocínio do exemplo anterior, não posso dar dois elétrons para um mesmo oxigênio.
Distribuímos então os elétrons nos oxigênios de forma que dois deles recebam um elétron adicional cada, aumentando suas cargas negativas.
3️⃣ Finalização das ligações:
O carbono deve completar sua regra do octeto formando duas ligações simples com os oxigênios que receberam os elétrons extras e uma ligação dupla com o oxigênio restante.
Com isso, o carbono alcança 8 elétrons, e cada oxigênio atinge a estabilidade com 8 elétrons ao seu redor.
4️⃣ Geometria molecular:
O carbono central possui três nuvens eletrônicas ao seu redor: duas ligações simples e uma ligação dupla.
Sem pares de elétrons livres.
Assim, a geometria molecular será trigonal plana.
5️⃣ Desenho:
Faça o desenho plano com os ângulos aproximados de 120º entre as ligações e represente a carga total da molécula entre colchetes como 2-.
Exemplo 3: Hidroxônio (H₃O⁺)
1️⃣ Contagem dos elétrons de valência:
O oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência e quer fazer 2 ligações.
Cada hidrogênio (H) tem 1 elétron de valência e quer fazer 1 ligação.
A carga positiva (⁺) indica que devemos remover 1 elétron.
2️⃣ De onde os elétrons saem:
O hidrogênio é o menos eletronegativo, portanto ele quem perde o elétron.
Ou seja, um dos três hidrogênios fica, nesse momento, sem nenhum elétron.
3️⃣ Finalização das ligações:
O oxigênio deve fazer uma ligação com cada um dos hidrogênios que possui um elétron.
Nesse momento, temos dois hidrogênios com 2é, um oxigênio com 8é e um hidrogênio sem nenhum elétron, com seu orbital 1s completamente vazio.
Como resolver essa situação, de dar 2é pro H sem aumentar a quantidade de elétrons no O?
Exatamente: ligação covalente coordenada ou dativa.
4️⃣ Geometria molecular:
O oxigênio então possui quatro nuvens eletrônicas: duas ocupadas por ligações sigma, uma por ligação dativa e uma por um par de elétrons não ligantes.
4 nuvens eletrônicas com 1 par de elétrons livre tem a geometria piramidal.
5️⃣ Desenho:
Faça um desenho piramidal e lembre de colocar a carga "+" com a molécula entre colchetes.
Exemplo 4: Amônio (NH₄⁺)
1️⃣ Contagem dos elétrons de valência:
O nitrogênio (N) tem 5 elétrons de valência e quer fazer 3 ligações.
Cada hidrogênio (H) tem 1 elétron de valência e quer fazer 1 ligação.
A carga positiva (⁺) indica que devemos remover 1 elétron.
2️⃣ Para onde os elétrons vão:
O hidrogênio é o menos eletronegativo, então ele quem perde o elétron.
3️⃣ Finalização das ligações:
Mesma coisa do H₃O⁺, o nitrogênio faz 3 ligações simples com os hidrogênios que possuem 1é e faz uma ligação dativa para o hidrogênio sem nenhum elétron.
4️⃣ Geometria molecular:
O nitrogênio possui quatro nuvens eletrônicas ao seu redor, todas ocupadas por ligações sigma.
4 NE com 0 PéL, a geometria molecular será tetraédrica.
5️⃣Desenho:
Faça o desenho tetraédrico com ângulos aproximados de 109,5º entre as ligações e represente a carga total da molécula como 1+ no topo da estrutura.
Resumo
- Ânions: Ganham elétrons no átomo mais eletronegativo.
- Câtions: Perdem elétrons no átomo menos eletronegativo.
- Sempre verifique a carga formal para garantir a distribuição correta dos elétrons.
- Use a teoria VSEPR para determinar a geometria final da molécula.
