Química · 9.ª–12.ª classe

Como desenhar estruturas de Lewis?

  • 9 min de leitura
  • 5 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
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Resposta curta

Passos: some os eletrões de valência de todos os átomos (ajuste pela carga), escolha o átomo central, una-o aos outros por ligações simples, complete o octeto dos átomos terminais, coloque os eletrões restantes no central e, se faltar octeto, transforme pares livres em ligações duplas ou triplas.

Quando se aplica

A estrutura de Lewis mostra, por pontos ou traços, os eletrões de valência de uma molécula ou ião: os pares ligantes (as ligações) e os pares não ligantes (pares livres). Serve para prever o número de ligações, a geometria da molécula (com o modelo VSEPR) e a sua polaridade. Aplica-se a moléculas e iões de não metais.

Pré-requisitos

  • Saber o número de eletrões de valência: o do grupo nos grupos 1 e 2, e o número do grupo menos 10 nos grupos 13 a 18 (H: 1; C: 4; N: 5; O: 6; F, Cl: 7).
  • Conhecer a regra do octeto (8 eletrões à volta de cada átomo; o H fica com 2).
  • Lembrar que cada traço de ligação representa 2 eletrões.

Método passo a passo

  1. Conte os eletrões de valência totais. Some os de todos os átomos. Para um anião some a carga; para um catião subtraia a carga.
  2. Escolha o átomo central: é, em regra, o menos eletronegativo e nunca o hidrogénio. O que aparece uma só vez na fórmula é, muitas vezes, o central (C em CO2).
  3. Una os átomos ao central com ligações simples (cada uma usa 2 eletrões).
  4. Complete os octetos dos átomos terminais com pares livres (o H só tem a ligação).
  5. Coloque os eletrões que sobram no átomo central como pares livres.
  6. Verifique o octeto do central. Se lhe faltarem eletrões, converta pares livres de átomos vizinhos em pares ligantes (ligações duplas ou triplas).
  7. Confirme: o total de eletrões desenhados (traços × 2 + pontos) tem de igualar o total do passo 1.

Contagem de eletrões

Total = soma dos eletrões de valência de cada átomo (+ cargas negativas, − cargas positivas) Octetos: cada átomo (exceto H) deve ficar com 8 eletrões ao seu redor.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — Água, H2O

Enunciado: Desenhe a estrutura de Lewis da água.

Resolução:

  1. Eletrões: 2 × 1 + 6 = 8.
  2. Central: O. Ligações simples H–O–H usam 4 eletrões.
  3. Os H estão completos. Restam 8 − 4 = 4 eletrões, colocados no O como 2 pares livres.

Resposta: H–O–H com dois pares livres no oxigénio. Verificação: O tem 2 × 2 (ligações) + 4 (pares livres) = 8; total 8 eletrões.

Exemplo 2 — Dióxido de carbono, CO2

Enunciado: Desenhe a estrutura de Lewis do CO2.

Resolução:

  1. Eletrões: 4 + 2 × 6 = 16.
  2. Central: C. Ligações simples O–C–O usam 4 eletrões.
  3. Cada O recebe 3 pares livres (6 eletrões): 2 × 6 = 12. Total usado: 4 + 12 = 16.
  4. O C só tem 4 eletrões à volta (2 ligações). Converta um par livre de cada O numa ligação: O=C=O.
  5. Agora cada O tem 2 pares livres.

Resposta: O=C=O, com dois pares livres em cada O. Verificação: C tem 2 + 2 ligações duplas = 8 eletrões; cada O tem 4 (ligação dupla) + 4 (pares livres) = 8; total 4 + 4 + 8 = 16.

Exemplo 3 — Azoto, N2

Enunciado: Desenhe a estrutura de Lewis de N2.

Resolução:

  1. Eletrões: 2 × 5 = 10.
  2. Ligação simples N–N usa 2 eletrões. Restam 8.
  3. Se se colocar 6 num N e 2 no outro, o primeiro fica com octeto e o segundo só com 4. Para dar octeto a ambos, partilham-se 3 pares.
  4. Ligação tripla N≡N e um par livre em cada N: 6 (ligação) + 4 = 10.

Resposta: N≡N com um par livre em cada átomo. Verificação: cada N tem 6 (ligação) + 2 (par livre) = 8 eletrões.

Exemplo 4 — Ião amónio, NH4+

Enunciado: Desenhe a estrutura de Lewis do ião NH4+.

Resolução:

  1. Eletrões: 5 + 4 × 1 − 1 = 8 (subtrai-se 1 por causa da carga +).
  2. Central: N, com 4 ligações simples aos H: 4 × 2 = 8 eletrões.
  3. Não sobra nenhum eletrão.

Resposta: N no centro com 4 ligações N–H, sem pares livres, entre parêntesis retos com a carga +. Verificação: N tem 8 eletrões (4 ligações) e cada H tem 2.

Exemplo 5 — Nível de exame: ião carbonato, CO32−

Enunciado: Desenhe a estrutura de Lewis do ião carbonato e indique se existe ressonância.

Resolução:

  1. Eletrões: 4 + 3 × 6 + 2 = 24.
  2. Central: C, com 3 ligações simples aos O: 6 eletrões.
  3. Cada O recebe 3 pares livres: 3 × 6 = 18. Total 6 + 18 = 24.
  4. O C tem apenas 6 eletrões. Converta um par livre de um dos O numa ligação dupla C=O.
  5. O O com ligação dupla fica com 2 pares livres, os outros dois O com 3 pares livres cada, e carga formal −1 cada.
  6. A ligação dupla pode estar em qualquer dos três O: há três formas de ressonância equivalentes.

Resposta: C ligado a três O, com uma ligação dupla (que pode estar em qualquer um) e carga total 2−. Verificação: 4 (ligação dupla) + 2 + 2 (simples) = 8 eletrões ligantes; pares livres: 4 + 6 + 6 = 16; total 24.

Exceções à regra do octeto

  • Menos de 8: o BF3 (24 eletrões no total) fica com 6 eletrões à volta do boro.
  • Mais de 8: átomos do 3.º período em diante, como o enxofre no SF6, podem ter mais de 8 eletrões.
  • Número ímpar de eletrões: o NO tem 11 eletrões de valência e não é possível dar octeto a todos.

Erros frequentes

  • Contar mal os eletrões totais e esquecer a carga de um ião. Confirme sempre o passo 7.
  • Pôr o hidrogénio no centro. O H só forma uma ligação.
  • Dar 8 eletrões ao hidrogénio. Ele fica completo com 2.
  • Esquecer os pares livres. Uma ligação é um traço; os pares livres desenham-se como pontos.
  • Parar nas ligações simples quando o átomo central não tem octeto: faltam ligações duplas ou triplas.
  • Confundir traços com eletrões: cada traço vale 2 eletrões.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Desenhe a estrutura de Lewis do cloreto de hidrogénio, HCl.

Ver solução

Eletrões: 1 + 7 = 8. H–Cl usa 2; os 6 restantes são 3 pares livres no Cl. Cl: 2 + 6 = 8 eletrões; H: 2.

2Exercício 2

Desenhe a estrutura de Lewis do oxigénio, O2.

Ver solução

Eletrões: 12. Com a ligação dupla O=O (4 eletrões) restam 8, ou seja, 2 pares livres em cada O. Cada O tem 4 + 4 = 8 eletrões.

3Exercício 3

Desenhe a estrutura de Lewis do tricloreto de fósforo, PCl3.

Ver dica

O fósforo é o menos eletronegativo e fica no centro.

Ver solução

Eletrões: 5 + 3 × 7 = 26. Três ligações P–Cl usam 6; cada Cl recebe 3 pares livres (18); sobram 26 − 24 = 2 eletrões, ou seja, 1 par livre no P. Todos ficam com 8.

4Exercício 4

Desenhe a estrutura de Lewis do ião hidróxido, OH−.

Ver solução

Eletrões: 6 + 1 + 1 = 8. Ligação O–H (2) e 3 pares livres no O (6). O tem 8 eletrões; carga 1− no ião.

5Exercício 5

Desenhe a estrutura de Lewis do cianeto de hidrogénio, HCN (a ordem dos átomos é H–C–N).

Ver solução

Eletrões: 1 + 4 + 5 = 10. H–C–N usa 4. O N recebe 3 pares livres (6): total 10, mas o C só tem 4 eletrões. Convertem-se pares livres em ligações até C≡N: H–C≡N com um par livre no N. C: 2 + 6 = 8; N: 6 + 2 = 8; total 2 + 6 + 2 = 10.

Perguntas frequentes

Quando se usa este método?

Sempre que precisa de saber como os eletrões de valência estão distribuídos numa molécula ou ião de não metais, para prever ligações, geometria (VSEPR) e polaridade. Para compostos iónicos simples (NaCl) basta indicar as cargas dos iões.

Existe um método mais rápido?

Sim, quando o aluno já domina: o número de ligações habitual de cada átomo (H 1, O 2, N 3, C 4, halogéneos 1) dá o esqueleto quase imediatamente. Mas o método da contagem é o que não falha e deve ser usado no exame.

Que erros são mais comuns?

Esquecer a carga de um ião no total de eletrões, colocar o hidrogénio no centro e deixar o átomo central sem octeto. Veja a secção «Erros frequentes».

Resumo

  • Conte os eletrões de valência totais (ajuste pela carga).
  • O átomo central é, em geral, o menos eletronegativo; o H nunca é central.
  • Complete os octetos dos terminais, depois o central, com ligações múltiplas se necessário.
  • O total de eletrões desenhados tem de igualar o total contado.
  • Existem exceções ao octeto: BF3, SF6 e moléculas com número ímpar de eletrões.

Onde aprofundar

  • Manual de Química da sua classe e programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola) — confirme a edição em vigor.
  • O manual aberto OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre estruturas de Lewis e geometria molecular.
  • A IUPAC, para a representação e nomenclatura de moléculas.

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