Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura SbF5 Lewis possui um átomo de antimônio (Sb) no centro que é cercado por cinco átomos de flúor (F). Existem 5 ligações simples entre o átomo de antimônio (Sb) e cada átomo de flúor (F).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis de SbF5, fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis de SbF5 .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do SbF5.
Etapas para desenhar a estrutura SbF5 Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência na molécula SbF5
Para encontrar o número total de elétrons de valência na molécula SbF5 , primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de antimônio e também 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 antimônio e também do flúor usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência na molécula SbF5
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de antimônio:
O antimônio é um elemento do grupo 15 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no antimônio são 5 .
Você pode ver os 5 elétrons de valência presentes no átomo de antimônio, 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 na molécula SbF5 = elétrons de valência doados por 1 átomo de antimônio + elétrons de valência doados por 5 átomos de flúor = 5 + 7(5) = 40 .
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 SbF5 e contém átomos de antimônio (Sb) e átomos de flúor (F).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de antimônio (Sb) e do átomo de flúor (F) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do antimônio (Sb) e do flúor (F), então o átomo de antimônio é menos eletronegativo .
Aqui, o átomo de antimônio (Sb) 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 SbF5 devemos colocar os pares de elétrons entre o átomo de antimônio (Sb) e os átomos de flúor (F).
Isto indica que o antimônio (Sb) e o flúor (F) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula SbF5.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula SbF5 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 na molécula SbF5.
A molécula SbF5 tem um total de 40 elétrons de valência e todos esses elétrons de valência são usados no diagrama de SbF5 acima.
Portanto, não há mais pares de elétrons para manter no átomo central.
Então agora vamos 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 SbF5.
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 antimônio (Sb), bem como nos átomos de flúor (F) presentes na molécula SbF5.
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 SbF5 na imagem abaixo.
Para o átomo de antimônio (Sb):
Elétrons de valência = 5 (porque o antimônio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 10
Elétrons não ligantes = 0
Para o átomo de fluorita (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 | ||
| Sb | = | 5 | – | 2/10 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos de carga formal acima, você pode ver que o átomo de antimônio (Sb), bem como o átomo de flúor (F), têm carga formal “zero” .
Isto indica que a estrutura de Lewis do SbF5 acima é estável e não há mais alterações na estrutura do SbF5 acima.
Na estrutura de pontos de Lewis de SbF5 acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Fazer isso resultará na seguinte estrutura de Lewis de SbF5.
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: