Estruturas de Lewis e regra do octeto: representando ligações químicas

O que é uma estrutura de Lewis (e o que ela mostra)

Uma estrutura de Lewis é um desenho que representa elétrons de valência em uma molécula ou íon: pares de elétrons que formam ligações (pares ligantes) e pares que ficam em um átomo (pares não ligantes, também chamados de “pares livres”). Ela é útil para prever conectividade (quem liga com quem), número de ligações (simples, dupla, tripla), presença de pares livres e, como consequência, muitas propriedades químicas.

Na notação mais comum: traços (—) representam pares de elétrons compartilhados (ligações) e pontos representam elétrons não ligantes. Em alguns exercícios, você pode desenhar tudo com pontos; o importante é manter a contagem correta de elétrons.

Regra do octeto e do dueto (o alvo da maioria das estruturas)

Ao montar uma estrutura de Lewis, normalmente buscamos que:

• Hidrogênio (H) fique com 2 elétrons ao seu redor (regra do dueto).
• Elementos do 2º período (C, N, O, F) fiquem com 8 elétrons ao redor (regra do octeto).

Isso é uma regra prática muito útil, mas há exceções importantes (vistas adiante) que você deve reconhecer para não “forçar” uma estrutura impossível.

Guia prático: como construir estruturas de Lewis

Passo 1 — Conte os elétrons de valência totais

Some os elétrons de valência de todos os átomos. Ajuste se a espécie for um íon:

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• Ânion (carga −): some elétrons (um elétron para cada carga negativa).
• Cátion (carga +): subtraia elétrons (um elétron para cada carga positiva).

Exemplo rápido (CO₂): C tem 4 e cada O tem 6 → total = 4 + 2·6 = 16 elétrons.

Passo 2 — Escolha o átomo central

Em geral, o átomo central é:

• o menos eletronegativo (exceto H, que nunca é central);
• o que pode fazer mais ligações (frequentemente C, P, S).

Em moléculas com fórmula do tipo XH_n, o X costuma ser central e os H ficam nas extremidades.

Passo 3 — Conecte os átomos com ligações simples

Desenhe uma ligação simples entre o átomo central e cada átomo periférico. Cada ligação simples “gasta” 2 elétrons do total.

Exemplo (CO₂): desenhe O—C—O. Isso usa 2 ligações simples = 4 elétrons, restam 12.

Passo 4 — Complete duetos e octetos dos átomos periféricos

Distribua os elétrons restantes como pares livres nos átomos das extremidades, até que cada um complete octeto (ou dueto para H). Normalmente você completa primeiro os periféricos e deixa o central por último.

No CO₂, cada O precisa de 8 elétrons ao redor. Com uma ligação simples, cada O já “vê” 2 elétrons da ligação; faltam 6 em pares livres (3 pares). Colocando 3 pares em cada O, você usa 12 elétrons e zera o estoque.

Passo 5 — Verifique o octeto do átomo central; se faltar, crie ligações múltiplas

Se o átomo central não tiver octeto após completar os periféricos, transforme pares livres de átomos vizinhos em ligações adicionais (duplas ou triplas), uma de cada vez, até o central completar 8 (quando aplicável).

No CO₂, após o passo 4, o C está com apenas 4 elétrons ao redor (duas ligações simples). Para completar o octeto, converta um par livre de cada O em uma ligação adicional: O=C=O. Agora o C tem 8 elétrons ao redor.

Passo 6 — Cheque a contagem total de elétrons e a plausibilidade

Confirme se o número de elétrons desenhados (em ligações + pares livres) bate com o total do passo 1. Em seguida, aplique o critério de cargas formais (próximo tópico), que ajuda a escolher a melhor estrutura quando há alternativas.

Cargas formais: checagem “oficial” de plausibilidade

A carga formal (CF) é uma contabilidade de elétrons que indica se a distribuição de elétrons em uma estrutura faz sentido. Ela não é a “carga real” medida, mas um critério poderoso para comparar estruturas possíveis.

Fórmula de carga formal

Para um átomo na estrutura de Lewis:

CF = (elétrons de valência do átomo livre) − (elétrons não ligantes) − (número de ligações)

Observações práticas:

• Conte elétrons não ligantes como pontos (2 por par).
• Conte número de ligações como traços: ligação simples = 1, dupla = 2, tripla = 3.
• A soma das cargas formais deve bater com a carga total da espécie (0 para moléculas neutras).

Como usar cargas formais para escolher a melhor estrutura

• Prefira estruturas com cargas formais próximas de zero.
• Evite separação de cargas desnecessária (muitos + e −).
• Quando houver cargas, é mais plausível que a carga negativa fique no átomo mais eletronegativo (regra qualitativa).

Exemplos resolvidos (passo a passo)

Exemplo 1 — CO₂ (molécula neutra)

1) Elétrons de valência: 4 (C) + 2·6 (O) = 16.

2) Central: C.

3) Ligações simples: O—C—O (usa 4 e−; restam 12).

4) Complete periféricos: 3 pares livres em cada O (usa 12 e−; restam 0).

5) Octeto do central: C ficou com 4 e− → faça duas ligações duplas: O=C=O.

6) Cargas formais:

• Em C: CF = 4 − 0 − 4 = 0 (quatro ligações ao todo: duas duplas contam como 4).
• Em cada O: CF = 6 − 4 − 2 = 0 (4 e− não ligantes = 2 pares; 2 ligações na dupla).

Estrutura final: O=C=O com dois pares livres em cada O.

Exemplo 2 — NO₃⁻ (ânion com ressonância)

1) Elétrons de valência: N = 5; 3 O = 18; carga −1 adiciona 1 → total = 5 + 18 + 1 = 24.

2) Central: N.

3) Ligações simples: N ligado a 3 O (usa 6 e−; restam 18).

4) Complete periféricos: coloque 3 pares livres em cada O (cada O com ligação simples precisa de 6 e− não ligantes). Isso usa 18 e−; restam 0.

5) Octeto do central: N tem 3 ligações simples = 6 e− ao redor, falta 2. Converta um par livre de um O em uma ligação dupla N=O.

6) Cargas formais (em uma das formas):

• N: CF = 5 − 0 − 4 = +1 (três simples + uma dupla = 4 ligações).
• O na dupla: CF = 6 − 4 − 2 = 0.
• Cada O em ligação simples: CF = 6 − 6 − 1 = −1.

A soma: +1 + 0 + (−1) + (−1) = −1 (bate com a carga do íon). Como a ligação dupla pode estar em qualquer um dos três oxigênios, existem 3 estruturas equivalentes (ressonância). Em exercícios, você pode indicar com colchetes e carga: [NO3]− e desenhar as formas de ressonância.

Exceções essenciais à regra do octeto (sem “forçar” a estrutura)

1) Octeto incompleto (deficiente em elétrons): BF₃

Alguns átomos, especialmente o B (boro), podem ficar estáveis com menos de 8 elétrons ao redor.

BF₃:

• Elétrons de valência: B (3) + 3·F (3·7) = 24.
• Faça B central com 3 ligações simples B—F (usa 6 e−; restam 18).
• Complete octetos dos F (cada F recebe 3 pares livres = 18 e−).

Resultado: o B fica com 6 elétrons ao redor (três ligações). Não tente criar ligação dupla B=F apenas para “dar octeto”: isso costuma gerar cargas formais menos favoráveis e não representa bem o caso introdutório.

2) Número ímpar de elétrons (radicais): NO

Algumas espécies têm total de elétrons ímpar, então não dá para todos os átomos terem octeto completo ao mesmo tempo. Um elétron ficará “despareado”.

NO:

• Elétrons de valência: N (5) + O (6) = 11 (ímpar).
• Conecte N—O e distribua elétrons para completar o máximo possível, aceitando um elétron sozinho.

Uma representação comum mostra uma ligação múltipla entre N e O e um elétron desemparelhado (ponto único) em um dos átomos, mantendo a contagem total 11. Em nível iniciante, o essencial é reconhecer: ímpar → radical → octeto não fecha perfeitamente.

3) Expansão do octeto (3º período ou abaixo): PCl₅ e SF₆

Elementos a partir do 3º período (como P e S) podem aparecer em estruturas com mais de 8 elétrons ao redor do átomo central.

PCl₅: P central com 5 ligações simples a Cl. Cada Cl completa octeto com 3 pares livres. O P fica com 10 elétrons ao redor.

SF₆: S central com 6 ligações simples a F. Cada F com 3 pares livres. O S fica com 12 elétrons ao redor.

Nesses casos, não tente “reduzir” ligações para forçar octeto no central: a conectividade e a contagem de elétrons levam naturalmente à expansão.

Checklist rápido para revisar sua estrutura

• Somei corretamente os elétrons de valência (ajustando carga do íon)?
• H nunca é central; escolhi um central plausível?
• Usei ligações simples primeiro e depois completei periféricos?
• O central precisa de ligações múltiplas (2º período) ou é um caso de exceção (B, elétron ímpar, 3º período)?
• O total de elétrons desenhados bate com o total calculado?
• Calculei cargas formais e escolhi a estrutura com cargas menores e mais razoáveis?

Exercícios graduais (com foco em método e cargas formais)

Nível 1 — Contagem e octeto básico

• Desenhe a estrutura de Lewis de H₂O e indique os pares livres no O.
• Desenhe a estrutura de Lewis de NH₃ e indique o par livre no N.
• Desenhe a estrutura de Lewis de CH₄.

Nível 2 — Ligações múltiplas

• Monte a estrutura de Lewis de CO e calcule as cargas formais em C e O.
• Monte a estrutura de Lewis de HCN e identifique a ligação (simples/dupla/tripla) entre C e N.
• Monte a estrutura de Lewis de SO₂ e compare duas possibilidades (com e sem ligações duplas), usando cargas formais para decidir a mais plausível.

Nível 3 — Íons e ressonância (sem aprofundar em geometria)

• Desenhe NH₄⁺ e confirme a carga total pela soma das cargas formais.
• Desenhe CO₃²⁻ com uma ligação dupla e duas simples; calcule cargas formais e indique que existem formas equivalentes.
• Desenhe CN⁻ e calcule as cargas formais.

Nível 4 — Exceções do octeto

• Desenhe BF₃ e explique por que o B fica com octeto incompleto.
• Desenhe NO (elétron ímpar) e marque o elétron desemparelhado.
• Desenhe PCl₅ e SF₆ e indique que o átomo central tem octeto expandido.

Tabela de apoio: elétrons de valência mais usados (blocos principais)