Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura CH3-Lewis possui um átomo de carbono (C) no centro que é cercado por três átomos de hidrogênio (H). Existem 3 ligações simples entre o átomo de carbono (C) e cada átomo de hidrogênio (H). O átomo de carbono (C) possui 1 par solitário e carga formal -ve.
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura CH3-Lewis, fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis do íon CH3-Lewis .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon CH3.
Passos para desenhar a estrutura CH3-Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon CH3
Para encontrar o número total de elétrons de valência no íon CH3, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de carbono, bem como no átomo de hidrogênio .
(Elétrons de valência são os elétrons presentes na órbita mais externa de qualquer átomo.)
Aqui vou lhe dizer como encontrar facilmente os elétrons de valência do carbono e também do hidrogênio usando uma tabela periódica .
Elétrons totais de valência no íon CH3
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de carbono:
O carbono é um elemento do grupo 14 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no carbono são 4 .
Você pode ver os 4 elétrons de valência presentes no átomo de carbono, conforme mostrado na imagem acima.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de hidrogênio:
O hidrogênio é um elemento do grupo 1 da tabela periódica.[2] Portanto, o elétron de valência presente no hidrogênio é 1 .
Você pode ver que apenas um elétron de valência está presente no átomo de hidrogênio, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência no íon CH3- = elétrons de valência doados por 1 átomo de carbono + elétrons de valência doados por 3 átomos de hidrogênio + 1 elétron extra é adicionado devido a 1 carga negativa = 4 + 1(3) + 1 = 8 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
(Lembre-se: se houver hidrogênio em determinada molécula, sempre coloque hidrogênio do lado de fora.)
Agora, aqui o íon fornecido é o íon CH3- e contém átomos de carbono (C) e átomos de hidrogênio (H).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de carbono (C) e do átomo de hidrogênio (H) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do carbono (C) e do hidrogênio (H), então o átomo de hidrogênio é menos eletronegativo . Mas de acordo com a regra temos que manter o hidrogénio do lado de fora.
Aqui, o átomo de carbono (C) é o átomo central e os átomos de hidrogênio (H) são os átomos externos.
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora na molécula CH3 você precisa colocar os pares de elétrons entre o átomo de carbono (C) e os átomos de hidrogênio (H).
Isso indica que o carbono (C) e o hidrogênio (H) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de CH3.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula CH3 você pode ver que os átomos externos são átomos de hidrogênio.
Esses átomos de hidrogênio externos formam um dupleto e, portanto, são estáveis.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes no íon CH3-.
O íon CH3- tem um total de 8 elétrons de valência e destes, apenas 6 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 8 – 6 = 2 .
Você precisa colocar esses 2 elétrons no átomo de carbono central no diagrama acima da molécula CH3.
Agora vamos passar para a próxima etapa.
Etapa 5: verifique o octeto no átomo central
Nesta etapa, você precisa verificar se o átomo de carbono central (C) é estável ou não.
Para verificar a estabilidade do átomo central de carbono (C), precisamos verificar se ele forma um octeto ou não.
Você pode ver na imagem acima que o átomo de carbono forma um octeto. Isso significa que tem 8 elétrons.
E assim o átomo de carbono central é estável.
Agora vamos para a última etapa para verificar se a estrutura de Lewis do CH3 é estável ou não.
Passo 6: Verifique a estabilidade da estrutura de Lewis
Agora você chegou à última etapa em que precisa verificar a estabilidade da estrutura de Lewis da molécula CH3.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, agora precisamos encontrar a carga formal nos átomos de carbono (C), bem como nos átomos de hidrogênio (H) presentes na molécula de CH3.
Para calcular o imposto formal, deve-se utilizar a seguinte fórmula:
Carga formal = Elétrons de valência – (Elétrons ligantes)/2 – Elétrons não ligantes
Você pode ver o número de elétrons ligantes e elétrons não ligantes para cada átomo da molécula CH3 na imagem abaixo.
Para o átomo de carbono (C):
Elétrons de valência = 4 (porque o carbono está no grupo 14)
Elétrons de ligação = 6
Elétrons não ligantes = 2
Para o átomo de hidrogênio (H):
Elétron de valência = 1 (porque o hidrogênio está no grupo 1)
Elétrons de ligação = 2
Elétrons não ligantes = 0
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| VS | = | 4 | – | 6/2 | – | 2 | = | -1 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
A partir dos cálculos formais de carga acima, você pode ver que o átomo de carbono (C) tem carga -1 , enquanto os átomos de hidrogênio têm carga 0 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula CH3.
Esta carga geral -1 na molécula CH3 é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon CH3 acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Isso lhe dará a seguinte estrutura de Lewis do íon CH3.
Espero que você tenha entendido completamente todas as etapas acima.
Para mais prática e melhor compreensão, você pode tentar outras estruturas de Lewis listadas abaixo.
Experimente (ou pelo menos veja) estas estruturas de Lewis para uma melhor compreensão: