Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura SbF6-Lewis possui um átomo de antimônio (Sb) no centro que é rodeado por seis átomos de flúor (F). Existem 6 ligações simples entre o átomo de antimônio (Sb) e cada átomo de flúor (F). Existe uma carga formal -1 no átomo de antimônio (Sb).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura SbF6-lewis, então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura Lewis do íon SbF6-.
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon SbF6.
Passos para desenhar a estrutura SbF6-Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon SbF6
Para encontrar o número total de elétrons de valência em um íon SbF6-, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de antimônio, 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 antimônio e também do flúor usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência no íon SbF6-
→ 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 no íon SbF6- = elétrons de valência doados por 1 átomo de antimônio + elétrons de valência doados por 6 átomos de flúor + 1 elétron extra é adicionado devido a 1 carga negativa = 5 + 7(6) + 1 = 48 .
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 SbF6- 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 SbF6 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 SbF6.
Etapa 4: tornar os átomos externos estáveis
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade dos átomos externos.
Aqui no esboço da molécula SbF6 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 SbF6-.
O íon SbF6- tem um total de 48 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.
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 SbF6.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, devemos agora encontrar a carga formal dos átomos de antimônio (Sb), bem como dos átomos de flúor (F) presentes na molécula SbF6.
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 SbF6 na imagem abaixo.
Para o átomo de antimônio (Sb):
Elétrons de valência = 5 (porque o antimônio está no grupo 15)
Elétrons de ligação = 12
Elétrons não ligantes = 0
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 | ||
| Sb | = | 5 | – | 2/12 | – | 0 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos formais de carga acima, você pode ver que o átomo de antimônio (Sb) tem carga de -1 e os átomos de flúor (F) têm carga de 0 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula SbF6.
Esta carga geral -1 na molécula SbF6 é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon SbF6 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 SbF6.
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: