Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura IF5 Lewis tem um átomo de iodo (I) no centro que é rodeado por cinco átomos de flúor (F). Existem 5 ligações simples entre o átomo de iodo (I) e cada átomo de flúor (F). Existem 3 pares isolados em todos os átomos de flúor (F) e 1 par isolado no átomo de iodo (I).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de Lewis do IF5 (pentafluoreto de iodo), então fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis do IF5 .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis do IF5.
Etapas para desenhar a estrutura IF5 Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência na molécula IF5
Para encontrar o número total de elétrons de valência em uma molécula de IF5 (pentafluoreto de iodo), primeiro você precisa saber os elétrons de valência presentes no átomo de iodo 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 iodo e também do flúor usando uma tabela periódica .
Elétrons totais de valência na molécula IF5
→ 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 flúor:
A fluorita é um elemento do grupo 17 da tabela periódica. [1] 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 IF5 = elétrons de valência doados por 1 átomo de iodo + elétrons de valência doados por 5 átomos de flúor = 7 + 7(5) = 42 .
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 fornecida é IF5 (pentafluoreto de iodo) e contém átomos de iodo (I) e átomos de flúor (F).
Você pode ver os valores de eletronegatividade do átomo de iodo (I) e do átomo de flúor (F) na tabela periódica acima.
Se compararmos os valores de eletronegatividade do iodo (I) e do flúor (F), então o átomo de iodo é menos eletronegativo .
Aqui, o átomo de iodo (I) 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 IF5 devemos colocar os pares de elétrons entre o átomo de iodo (I) e os átomos de flúor (F).
Isto indica que o iodo (I) e o flúor (F) estão quimicamente ligados entre si numa molécula de IF5.
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 IF5 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 IF5.
A molécula IF5 tem um total de 42 elétrons de valência e destes, apenas 40 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 42 – 40 = 2 .
Você precisa colocar esses 2 elétrons no átomo central de iodo no diagrama acima da molécula IF5.
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 IF5.
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 iodo (I), bem como nos átomos de flúor (F) presentes na molécula de IF5.
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 IF5 na imagem abaixo.
Para o átomo de iodo (I):
Elétrons de valência = 7 (porque o iodo está no grupo 17)
Elétrons de ligação = 10
Elétrons não ligantes = 2
Para o átomo de fluorita (F):
Elétrons de valência = 7 (porque a fluorita 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 | – | 2/10 | – | 2 | = | 0 |
| F | = | 7 | – | 2/2 | – | 6 | = | 0 |
A partir dos cálculos de carga formal acima, você pode ver que o átomo de iodo (I), assim como os átomos de flúor (F), têm carga formal “zero” .
Isto indica que a estrutura de Lewis do IF5 acima é estável e não há mais alterações na estrutura do IF5 acima.
Na estrutura de pontos de Lewis de IF5 acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Fazer isso resultará na seguinte estrutura de Lewis de IF5.
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: