Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura de Lewis do NH4+ (íon amônio) possui um átomo de nitrogênio (N) no centro que é cercado por quatro átomos de hidrogênio (H). Existem 4 ligações simples entre o átomo de nitrogênio (N) e cada átomo de hidrogênio (H). Existe uma carga formal +1 no átomo de nitrogênio (N).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis do NH4 +, então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis doíon NH4 + .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon NH4+.
Etapas para desenhar a estrutura NH4+ Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon NH4+
Para encontrar o número total de elétrons de valência no íon NH4+, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de nitrogênio , 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 nitrogênio e também do hidrogênio usando uma tabela periódica .
Elétrons totais de valência no íon NH4+
→ 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 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 NH4+ = elétrons de valência doados por 1 átomo de nitrogênio + elétrons de valência doados por 4 átomos de hidrogênio – 1 (por causa de uma carga +ve) = 5 + 1(4) – 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 a molécula dada é NH4 e contém átomos de nitrogênio (N) e hidrogênio (H).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de nitrogênio (N) e do átomo de hidrogênio (H) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do nitrogênio (N) 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 nitrogênio (N) 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 de NH4, você precisa colocar os pares de elétrons entre o átomo de nitrogênio (N) e os átomos de hidrogênio (H).
Isso indica que o nitrogênio (N) e o hidrogênio (H) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de NH4.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula de NH4 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 NH4+.
O íon NH4+ tem um total de 8 elétrons de valência e todos esses elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, não há mais pares de elétrons para manter no átomo central.
Então agora vamos 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 última etapa para verificar se a estrutura de Lewis do NH4 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 do NH4.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, devemos agora encontrar a carga formal nos átomos de nitrogênio (N), bem como nos átomos de hidrogênio (H) presentes na molécula de NH4.
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 NH4 na imagem abaixo.
Para o átomo de nitrogênio (N):
Elétrons de valência = 5 (porque o nitrogênio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 8
Elétrons não ligantes = 0
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 | ||
| NÃO | = | 5 | – | 02/08 | – | 0 | = | +1 |
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 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 hidrogênio têm carga 0 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula de NH4.
Esta carga geral +1 na molécula de NH4 é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon NH4+ 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 NH4+.
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: