Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura NF2-Lewis possui um átomo de nitrogênio (N) no centro que é cercado por dois átomos de flúor (F). Existe uma ligação simples entre o átomo de nitrogênio (N) e cada átomo de flúor (F). Existe uma carga formal -1 no átomo de nitrogênio (N).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura NF2-Lewis, fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura Lewis do íon NF2 .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon NF2.
Passos para desenhar a estrutura NF2-Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon NF2
Para encontrar o número total de elétrons de valência no íon NF2, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de nitrogênio, bem como no átomo de flúor.
(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 nitrogênio e também do flúor usando uma tabela periódica .
Elétrons totais de valência no íon NF2
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de nitrogênio:
O nitrogênio é um elemento do grupo 15 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no nitrogênio são 5 .
Você pode ver os 5 elétrons de valência presentes no átomo de nitrogênio, conforme mostrado na imagem acima.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de flúor:
A fluorita é um elemento do grupo 17 da tabela periódica. [2] Portanto, o elétron de valência presente na fluorita é 7 .
Você pode ver os 7 elétrons de valência presentes no átomo de flúor, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência no íon NF2 = elétrons de valência doados por 1 átomo de nitrogênio + elétrons de valência doados por 2 átomos de flúor + 1 elétron extra é adicionado devido a 1 carga negativa = 5 + 7(2) + 1 = 20 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
Agora, aqui o íon fornecido é o íon NF2- e contém átomos de nitrogênio (N) e átomos de flúor (F).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de nitrogênio (N) e do átomo de flúor (F) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do nitrogênio (N) e do flúor (F), então o átomo de nitrogênio é menos eletronegativo .
Aqui, o átomo de nitrogênio (N) é o átomo central e os átomos de flúor (F) são os átomos externos.
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora na molécula de NF2 devemos colocar os pares de elétrons entre o átomo de nitrogênio (N) e os átomos de flúor (F).
Isto indica que o nitrogênio (N) e o flúor (F) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de NF2.
Etapa 4: torne os átomos externos estáveis. Coloque o par de elétrons de valência restante no átomo central.
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula de NF2 você pode ver que os átomos externos são átomos de flúor.
Esses átomos externos de flúor formam um octeto e são, portanto, estáveis.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes no íon NF2-.
O íon NF2- tem um total de 20 elétrons de valência e destes, apenas 16 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 20 – 16 = 4 .
Você precisa colocar esses 4 elétrons no átomo central de nitrogênio no diagrama acima da molécula de NF2.
Agora vamos passar para a próxima etapa.
Etapa 5: verifique o octeto no átomo central
Nesta etapa, você precisa verificar se o átomo central de nitrogênio (N) é estável ou não.
Para verificar a estabilidade do átomo central de nitrogênio (N), precisamos verificar se ele forma um octeto ou não.
Você pode ver na imagem acima que o átomo de nitrogênio forma um octeto. Isso significa que tem 8 elétrons.
E assim o átomo central de nitrogênio é estável.
Agora vamos passar para a etapa final para verificar se a estrutura de Lewis acima 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 NF2.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, devemos agora encontrar a carga formal do átomo de nitrogênio (N), bem como dos átomos de flúor (F) presentes na molécula de NF2.
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 de NF2 na imagem abaixo.
Para o átomo de nitrogênio (N):
Elétrons de valência = 5 (porque o nitrogênio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 4
Elétrons não ligantes = 4
Para o átomo de flúor (F):
Elétrons de valência = 7 (porque o flúor está no grupo 17)
Elétrons de ligação = 2
Elétrons não ligantes = 6
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| NÃO | = | 5 | – | 4/2 | – | 4 | = | -1 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos formais de carga acima, você pode ver que o átomo de nitrogênio (N) tem carga -1 e os átomos de flúor têm carga 0 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula de NF2.
Esta carga geral -1 na molécula de NF2 é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon NF2 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 NF2.
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: