Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura H3O+ Lewis possui um átomo de oxigênio (O) no centro que é cercado por três átomos de hidrogênio (H). Existem 3 ligações simples entre o átomo de oxigênio (O) e cada átomo de hidrogênio (H). Existe 1 par solitário no átomo de oxigênio (O). Existe uma carga formal de +1 no átomo de oxigênio (O).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis H3O +, então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis do íon H3O + .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do íon H3O+.
Passos para desenhar a estrutura H3O+ Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência no íon H3O+
Para encontrar o número total de elétrons de valência no íon H3O+, primeiro você precisa conhecer os elétrons de valência presentes no átomo de oxigênio e também 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 oxigênio e também do hidrogênio usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência no íon H3O+
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de hidrogênio:
O hidrogênio é um elemento do grupo 1 da tabela periódica. [1] 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.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de oxigênio:
O oxigênio é um elemento do grupo 16 da tabela periódica. [2] Portanto, os elétrons de valência presentes no oxigênio são 6 .
Você pode ver os 6 elétrons de valência presentes no átomo de oxigênio, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência no íon H3O+ = elétrons de valência doados por 3 átomos de hidrogênio + elétrons de valência doados por 1 átomo de oxigênio – 1 (por causa da carga +ve) = 1(3) + 6 – 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, o íon fornecido é o íon H3O + e contém átomos de hidrogênio (H) e átomos de oxigênio (O).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de hidrogênio (H) e do átomo de oxigênio (O) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do hidrogênio (H) e do oxigênio (O), 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 oxigênio (O) 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 H3O, é necessário colocar os pares de elétrons entre o átomo de oxigênio (O) e os átomos de hidrogênio (H).
Isso indica que o oxigênio (O) e o hidrogênio (H) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de H3O.
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 H3O 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 H3O+.
O íon H3O+ tem um total de 8 elétrons de valência e destes, apenas 6 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 8 – 6 = 2 .
Você precisa colocar esses 2 elétrons no átomo central de oxigênio no diagrama acima da molécula de H3O.
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 oxigênio (O) é estável ou não.
Para verificar a estabilidade do átomo central de oxigênio (O), precisamos verificar se ele forma um octeto ou não.
Você pode ver na imagem acima que o átomo de oxigênio forma um octeto. Isso significa que tem 8 elétrons.
E assim o átomo central de oxigênio é estável.
Agora vamos passar para a última etapa para verificar se a estrutura de Lewis do H3O 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 H3O.
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 oxigênio (O), bem como nos átomos de hidrogênio (H) presentes na molécula de H3O.
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 H3O na imagem abaixo.
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
Para o átomo de oxigênio (O):
Elétrons de valência = 6 (porque o oxigênio está no grupo 16)
Elétrons de ligação = 6
Elétrons não ligantes = 2
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| H | = | 1 | – | 2/2 | – | 0 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 6/2 | – | 2 | = | +1 |
A partir dos cálculos formais de carga acima, você pode ver que o átomo de oxigênio (O) tem carga +1 e os átomos de hidrogênio têm carga 0 .
Então vamos manter essas cargas nos respectivos átomos da molécula de H3O.
Esta carga geral +1 na molécula de H3O é mostrada na imagem abaixo.
Na estrutura de pontos de Lewis do íon H3O+ 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 H3O+.
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: