Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura ICl Lewis possui um átomo de iodo (I) e um átomo de cloro (Cl) que contém uma ligação simples entre eles. Existem 3 pares solitários no átomo de iodo (I), bem como no átomo de cloro (Cl).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de ICl Lewis, fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis de ICl .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do ICl.
Etapas para desenhar a estrutura ICl Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência na molécula de ICl
Para encontrar o número total de elétrons de valência em uma molécula de ICl, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de iodo, bem como no átomo de cloro.
(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 iodo e também do cloro usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência na molécula de ICl
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de iodo:
O iodo é um elemento do grupo 17 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no iodo são 7 .
Você pode ver os 7 elétrons de valência presentes no átomo de iodo, conforme mostrado na imagem acima.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de cloro:
O cloro é um elemento do grupo 17 da tabela periódica. [2] Portanto, os elétrons de valência presentes no cloro são 7 .
Você pode ver os 7 elétrons de valência presentes no átomo de cloro, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência na molécula de ICl = elétrons de valência doados por 1 átomo de iodo + elétrons de valência doados por 1 átomo de cloro = 7 + 7 = 14 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
Agora, aqui a molécula dada é ICl. Ele possui apenas dois átomos, então você pode selecionar qualquer um deles como átomo central.
Suponha que o átomo de iodo seja um átomo central.
(Você deve considerar o átomo menos eletronegativo como o átomo central).
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora, na molécula de ICl, você precisa colocar os pares de elétrons entre o átomo de iodo (I) e o átomo de cloro (Cl).
Isso indica que o iodo (I) e o cloro (Cl) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de ICl.
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 do átomo externo.
Aqui no diagrama da molécula de ICl, assumimos que o átomo de iodo era o átomo central. O cloro é, portanto, o átomo externo.
Devemos, portanto, tornar o átomo de cloro estável.
Você pode ver na imagem abaixo que o átomo de cloro forma um octeto e, portanto, é estável.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes na molécula de ICl.
A molécula de ICl tem um total de 14 elétrons de valência e destes, apenas 8 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 14 – 8 = 6 .
Você precisa colocar esses 6 elétrons no átomo de iodo no diagrama acima da molécula de ICl.
Agora vamos passar para a próxima etapa.
Passo 5: Verifique a estabilidade da estrutura de Lewis
Agora você chegou à última etapa em que precisa verificar a estabilidade da estrutura de Lewis do ICl.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, agora precisamos encontrar a carga formal dos átomos de iodo (I), bem como dos átomos de cloro (Cl) presentes na molécula de ICl.
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 ICl na imagem abaixo.
Para o átomo de iodo (I):
Elétrons de valência = 7 (porque o iodo está no grupo 17)
Elétrons de ligação = 6
Elétrons não ligantes = 4
Para o átomo de cloro (Cl):
Elétrons de valência = 7 (porque o cloro está no grupo 17)
Elétrons de ligação = 2
Elétrons não ligantes = 6
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| EU | = | 7 | – | 6/2 | – | 4 | = | 0 |
| Cl | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos de carga formal acima, você pode ver que o átomo de iodo (I), assim como o átomo de cloro (Cl), têm carga formal “zero” .
Isto indica que a estrutura de Lewis do ICl acima é estável e não há mais alterações na estrutura do ICl acima.
Na estrutura de pontos de Lewis do ICl acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Fazer isso resultará na seguinte estrutura de Lewis do ICl.
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: