Disciplina Ligaçoes Químicas
Prof. Dalmo Mandelli
Estrutura Molecular e Ligações Químicas
Parte 1
Vamos abordar:
Representações dos elétrons nas moléculas e métodos para prever as suas formas.
Desenvolvimento de modelos de estrutura molecular em termos dos conceitos da ligação de valência e da teoria dos orbitais moleculares.
A compreensão da química inorgânica depende da correlação entre as propriedades químicas dos compostos e as suas estruturas eletrônicas.
A discussão no nível mais elementar da ligação covalente se baseia no compartilhamento de pares de elétrons.
Essa abordagem foi introduzida por G .N. Lewis em 1916.
Desde então, nosso entendimento da ligação tem sido muito enriquecido, experimental e teoricamente, particularmente pelo desenvolvimento da teoria dos orbitais moleculares.
Os fundamentos da moderna teoria de ligação química foram descritos em 1916-1920 por G.N. Lewis e I. Langmuir, que sugeriram que as espécies iônicas eram formadas por transferência de elétrons, enquanto o
compartilhamento de elétrons era importante nas moléculas covalentes.
Em uma espécie covalente, os elétrons são compartilhados entre os átomos.
Estas e outras ideias foram publicadas em três artigos em 1916
O primeiro, publicado no J. Amer. Chem. Soc. em 1913, intitula-se “Valência e
Tautomerismo”, e contém as ideias básicas do que viria a seguir. Neste artigo, Lewis
adota os termos “número de valência” e “número polar”, designando o que
Em suas palavras, o número de valência é “o número de posições, ou regiões ou pontos no átomo em que ocorre a ligação a pontos correspondentes em outros
átomos”; já o número polar é “o número de elétrons negativos que um átomo perdeu”.
Numa nota de rodapé ele acrescenta a propósito dos compostos polares e não-polares: “não se deve supor que um dado composto corresponda totalmente e sempre a
O segundo artigo, também publicado no J. Amer. Chem. Soc., em 1916, intitula-se “O átomo e a molécula”, e é o mais importante deles.
Lewis, G. N.,
Lewis, G. N.,
Os elétrons num átomo estão arranjados em cubos concêntricos.
Um átomo neutro de cada elemento contém um
elétron a mais que um átomo neutro do elemento imediatamente precedente.
O cubo de 8 elétrons é alcançado nos átomos dos gases raros, e este cubo se torna de certa maneira o caroço (kernel) em torno do qual se constrói o cubo maior de elétrons do
Os elétrons de um cubo externo incompleto podem ser cedidos a outro átomo, como no Mg++, ou
suficientes elétrons podem ser retirados de outros átomos para completar o cubo, como no Cl , dando conta da ‘valência positiva ou negativa.
De acordo com a ideia de Mendeleev de que o
hidrogênio é o primeiro membro de um período completo, supus
Com relação à disposição da carga positiva que balanceava os elétrons no átomo neutro, minhas ideias eram muito vagas; acredito que me inclinei naquela época em direção à ideia de que a carga
O terceiro artigo, de 1923, é o texto de uma conferência pronunciada por ele na
Faraday Society de Londres e publicada naquele mesmo ano nas Trans. Far. Soc. Seu título é “Conferência Introdutória: Valência e o Elétron”.
Este artigo resume e clarifica suas ideias, como quando ele diz, referindo-se aos compostos orgânicos: “eu propus representar toda ligação como um par de elétrons ligados conjuntamente por dois átomos”.
Na seção intitulada “O Par de Elétrons como a Ligação Química” ele antecipa a
questão da influência dos pares de elétrons não ligantes na geometria das moléculas:
“Estejamos lidando com compostos orgânicos ou inorgânicos, a ligação química
é sempre o par de elétrons. Por mais importante que seja o par de elétrons para a teoria total da valência, deve-se observar que tal par não é fundamentalmente diferente de outros pares que não formam ligações
Em seguida, usando o termo “octeto”, cunhado por Langmuir em 1919, ele discute a
sequência N3-, [NH]2-, [NH
2]-, NH3 e [NH4]+, mostrando como a estrutura do octeto do nitrogênio sofrerá distorções pela presença desigual de elétrons ou átomos.
No período entre seus dois últimos artigos, Irving Langmuir havia publicado no
Além de organizar e avançar nas ideias de Lewis, Langmuir introduz em seu artigo duas novas expressões, que são usadas até hoje. A primeira aparece quando, ao discutir o arranjo cúbico dos elétrons, de acordo com Lewis, ele diz: “chamaremos este grupo estável de 8 elétrons de octeto”.
Mais adiante, sob o título “Valência, Número de Coordenação e Covalência”, escreve
Langmuir: “denotaremos pelo termo covalência” as ligações envolvendo
Estruturas de Lewis
A abordagem utiliza pontos (ou pontos e cruzes) para representar o número de
elétrons de valência, e os núcleos são indicados por símbolos dos elementos apropriados.
Uma premissa básica da teoria é que os elétrons de uma molécula devem estar emparelhados; a presença de um único elétron (ímpar) indica que a espécie é um
Estruturas de Lewis
Estrutura de Lewis para a H2O com as ligações O-H representadas por pares de pontos (elétrons).
Uma representação alternativa é dada à esquerda em que cada linha significa um par de elétrons, isto é, uma ligação .
A estrutura de Lewis para o N2 mostra que a ligação N-N é composta de três pares de elétrons e se trata de uma ligação tripla
Cada átomo de N tem um par isolado de elétrons.
As estruturas de Lewis dão a conectividade de um átomo em uma molécula, a ordem de ligação.
Embora pares isolados de elétrons não contribuam diretamente para a ligação, eles influenciam na forma da molécula e nas suas propriedades químicas.
O número de pares isolados, e tudo isso pode ser usado para se deduzirem estruturas utilizando o modelo da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (RPECV - Modelo de repulsão de pares de elétrons da camada de valência)
“
uma das propriedades características do oxigênio é
seu pronunciado paramagnetismo. Isto distingue o
oxigênio molecular tão fortemente de outros compostos
em que se supõe o oxigênio ligado por uma ligação
dupla que eu concluí recentemente que não há qualquer
ligação dupla na molécula de O
2. Ao contrário, supus
que os dois elétrons que se pensava constituíssem a
segunda ligação estão na realidade separados, de modo
que cada átomo tenha um elétron desemparelhado, de
A regra do octeto
Os átomos compartilham pares de elétrons até que eles tenham adquirido um octeto de elétrons de valência.
Lewis/Langmuir propuseram que isto podia explicar a existência de uma grande variedade de moléculas propondo a regra do octeto:
Cada átomo compartilha elétrons com seus átomos vizinhos para alcançar um total de oito elétrons de valência (um "octeto").
Uma configuração de camada fechada, como a de um gás nobre, é atingida quando oito elétrons ocupam as subcamadas s e p da camada de valência.
Uma exceção é o átomo de hidrogênio, o qual preenche sua camada de valência, o orbital 1s, com dois elétrons.
Escrevendo uma Estrutura de Lewis
1 Determine o número de elétrons a serem incluídos na estrutura somando todos os elétrons de valência fornecidos pelos átomos. Cada átomo participa com todos os seus elétrons de valência (assim, o H fornece um elétron e o O, com configuração [He]2s2p4, fornece seis). Cada carga negativa em um íon corresponde a um elétron adicional; cada carga positiva corresponde a um elétron a menos.
2 Escreva os símbolos químicos dos átomos num arranjo que mostre quais átomos
estão ligados entre si. Na maioria dos casos, conhecemos o arranjo dos átomos ou podemos elaborar uma proposta baseada no que conhecemos. O elemento menos eletronegativo é geralmente o átomo central de uma molécula, como no CO2 e no SO42- , mas há um grande número de exceções bem conhecidas (entre elas, H2O e NH3).
3 Distribua os elétrons em pares, de forma que haja um par de elétrons formando uma ligação simples entre cada par de átomos ligados entre si e então acrescente pares de elétrons (formando pares isolados ou ligações múltiplas) até que cada átomo tenha
um octeto. Cada par ligante (:) é então representado por uma linha simples. A carga total de um íon poliatômico é atribuída ao íon como um todo e não a um átomo individual em
particular.
Exercício
-Exercício
Escreva a estrutura de Lewis do íon BF4-
Exercício
Exercício
Escreva a estrutura de Lewis da molécula PF3
Exceto nos casos mais simples, a estrutura de Lewis não indica a forma geométrica das espécies, mas apenas o esquema das ligações e dos pares isolados: ela mostra o número de conexões e não a geometria da molécula. Por exemplo, o íon BF4 é, na realidade, tetraédrico e não planar, e o PF3 é uma pirâmide trigonal
Ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e distribui o caráter ligante dos elétrons por toda a molécula; estruturas de Lewis com energias similares produzem a maior estabilização por ressonância.
Freqüentemente uma única estrutura de Lewis é uma descrição inadequada de uma molécula.
A estrutura de Lewis do ozônio (O3) sugere incorretamente que uma ligação O-O é diferente da outra, enquanto que de fato elas têm comprimentos idênticos (128 pm)
Ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da molécula e distribui o caráter ligante dos elétrons por toda a molécula; estruturas de Lewis com energias similares produzem a maior estabilização por ressonância.
Este valor é intermediário entre o valor típico das ligações simples O-O (148 pm) e duplas O=O (121 pm).
A ressonância deve ser entendida como uma mistura de estruturas e não como uma alternância entre elas.
A energia do híbrido de ressonância do O3, por exemplo, é menor do que qualquer das estruturas individuais. A ressonância é mais importante quando podemos
escrever várias estruturas, com energias idênticas, para descrever a molécula, como para o O3.
Estruturas com energias diferentes também podem contribuir para um híbrido de ressonância global mas, em geral, quanto maior a diferença de energia entre duas estruturas de Lewis, menor é a contribuição da estrutura de maior energia.
Para o íon NO3- as três últimas estruturas são dominantes e podemos tratar o íon como tendo um caráter parcial de dupla ligação.
Carga formal
A carga formal é a carga que um átomo deveria ter se os pares de elétrons fossem compartilhados igualmente; as estruturas de Lewis com pequenas cargas formais, geralmente, têm as menores energias.
Melhor maneira de arranjar os elétrons para formar a estrutura de Lewis de menor energia pode ser colocada de forma quantitativa simples considerando-se a carga formal, f sobre cada átomo.
Esta é a carga que cada átomo teria se a ligação fosse perfeitamente covalente, com cada par de elétrons sendo compartilhado igualmente entre os dois átomos ligados.
Assume-se que cada átomo "possui" um elétron de cada par ligante. Cada par isolado de elétrons pertence completamente ao átomo no qual o par isolado reside.
A carga formal é então a carga total do átomo baseada nesse modelo de ligação de "compartilhamento perfeito e covalência pura" e é uma medida de quantos elétrons o átomo ganhou ou perdeu para formar a estrutura de Lewis.
Carga formal ()
onde V é o número original de elétrons de valência no átomo, L é o número de pares de elétrons isolados no átomo na estrutura de Lewis da molécula e P é o número de elétrons compartilhados.
Shriver & Atkins, Química Inorgânica, 4ª Ed., Bookman
As linhas divisórias mostram como os elétrons das ligações e os pares de elétrons isolados são repartidos para cada átomo (a) numa molécula diatômica A-B e (b) numa molécula triatômica A=B-C.
A carga formal em cada átomo é a diferença entre o número de elétrons adquiridos desta forma e o número de elétrons no átomo livre, neutro.
Exemplo de cálculo de carga formal do N em NH4+
= 5
–
0
–
½ x 8 = +1
onde V é o número original de elétrons de valência no átomo, L é o número de pares de elétrons isolados no átomo na
Exemplo de cálculo de carga formal do N em NH4+
A carga formal representa (de uma certa forma idealizada) o número de elétrons que um átomo ganha ou perde quando participa de uma ligação perfeitamente covalente com outros átomos.
Geralmente, a estrutura de Lewis de menor energia é aquela com a menor carga formal nos átomos. No caso de carga formal, a menor energia ocorre na qual ao elemento mais
eletronegativo é atribuída uma carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é atribuída uma carga formal positiva. Um maior número de ligações covalente também
Exercício
Exercício
Escreva as estruturas de ressonância para a molécula NO2F e identifique a estrutura dominante
Resposta:
Quatro estruturas de Lewis e suas cargas formais são mostradas abaixo.
É muito improvável que a menor energia seja alcançada com uma carga positiva sobre um átomo eletronegativo de F.
Espécies isoeletrônicas
B, C e N contêm três, quatro e cinco elétrons de valência. Cada uma das espécies B, C e N+ possui quatro elétrons de
valência, e, portanto, o [BH4] , CH4 e [NH4]+ são isoeletrônicos.
A palavra isoeletrônico é frequentemente empregada no contexto do significado de "mesmo número de elétrons de valência", mas estritamente tal utilização deve ser sempre qualificada.
Frequentemente, as espécies que são isoeletrônicas possuem a mesma estrutura, isto é, são isoestruturais, como, por exemplo, o [BH4] , CH4 e [NH4]+
Exercício:
Exercício:
Mostre que o N2 e [NO]+ são isoeletrônicos
O N está no grupo 15 e tem cinco elétrons de valência.
O O está no grupo 16 e tem seis elétrons de valência.
O O+ tem cinco elétrons de valência.
A carga formal é um parâmetro obtido exagerando-se o caráter covalente de uma ligação.
O número de oxidação, (ômega), é um parâmetro obtido exagerando-se seu caráter iônico. Ele pode ser considerado como a carga que um átomo teria se o átomo mais eletronegativo de uma ligação ficasse com os dois elétrons da ligação.
Cada átomo de O em um composto é considerado como um íon O2 (desde que uma ligação O-F não esteja presente), e, consequentemente, a ele é atribuído o número de oxidação 2.
Da mesma forma, exagerando-se a estrutura iônica do NO3 teremos N+5 (O2)
3, de forma que o número de oxidação do nitrogênio neste composto é +5, o que pode ser indicado como N(V) ou N(+5).
Estas regras refletem as consequências da eletronegatividade para as estruturas "exageradamente iônicas" dos compostos.
Elas estão de acordo com o aumento no grau de oxidação que deve ser esperado à medida que aumenta o número de átomos de oxigênio no composto (como quando se vai do NO para o NO3).
Exercício
Qual é o número de oxidação do: (a) S no sulfeto de hidrogênio, H2S (b) Mn no íon permanganato, MnO4 ?
Exercício
Qual é o número de oxidação do: (a) S no sulfeto de hidrogênio, H2S (b) Mn no íon permanganato, MnO4 ?
(a) A carga global da espécie é 0; de forma que 2(H) + (S) = 0.
Uma vez que para o H em combinação com um não-metal (H) = +1, temos que (S) = -2.
(b) A soma dos números de oxidação de todos os átomos é -1, assim
(Mn) + 4 (O) = -1. Como (O) = -2, temos que (Mn) = - 1 - 4(-2) = +7.
Hipervalência
À medida que se desce em um dado grupo no bloco p, há uma tendência a um aumento dos números de coordenação.
De modo semelhante, os elementos mais pesados do grupo 17 formam compostos tais como o ClF3, BrF5 e IF7 ( F é sempre um átomo terminal e forma apenas uma única ligação).
As estruturas de Lewis para o ClF3 mostram que que o átomo de Cl possui 10 elétrons de valência, isto é, ele "expandiu seu octeto".
Não é necessário exceder um octeto de valência se fazemos uso de espécies com separação de cargas como estruturas de ressonância contribuintes.
Para manter o octeto de elétrons em torno do centro do Cl e do ClF3 faz-se o seguinte:
Enquanto um átomo de Cl (3s23p5) pode formar apenas uma ligação, ao obedecer à
regra do octeto, um centro de Cl+ pode formar duas ligações:
Dessa maneira, podemos escrever uma estrutura de Lewis para o ClF3 em termos das espécies separadas pela carga:
Existe, no entanto, um problema: a estrutura acima implica que uma interação Cl-F é iônica, enquanto as outras duas são covalentes.
Exemplos de Compostos Hipervalentes
Hipervalência e expansão do octeto ocorrem para os elementos após o segundo período.
Os elementos do segundo período, do Li ao Ne, obedecem muito bem à regra do octeto, mas os elementos dos períodos seguintes apresentam desvios em relação a ela.
Por exemplo, a ligação no PCl5 requer que o átomo de P tenha 10 elétrons em sua camada de valência, um par para cada
Da mesma forma, no SF6 o átomo de S deve ter 12 elétrons se cada átomo de F está ligado ao átomo central de S por um par de elétrons.
Espécies deste tipo, que demandam a presença de mais do que um octeto de
elétrons em torno de pelo menos um átomo, são denominadas hipervalentes.
Espécies com estruturas de Lewis que incluem octetos expandidos, mas que não necessariamente têm mais do que oito elétrons de valência, não são consideradas hipervalentes.
Espécies com estruturas de Lewis que incluem octetos expandidos, mas que não necessariamente têm mais do que oito elétrons de valência, não são consideradas hipervalentes.
Assim um átomo de P pode acomodar mais do que oito elétrons, se ele usar os seus orbitais 3d vazios. No PCl5, com seus cinco pares de elétrons ligantes, pelo menos um orbital 3d deve ser usado além dos quatro orbitais 3s e 3p da camada de valência.
A raridade da hipervalência no segundo período é então atribuída à ausência de orbitais
2d. Uma outra razão pode ser devido à dificuldade geométrica de se agregar mais do que quatro átomos ao redor de um único átomo central pequeno.
A teoria de ligação dos orbitais moleculares, descrita mais adiante sugere que a explicação tradicional enfatiza em demasia o papel dos orbitais d nos compostos hipervalentes.
A explicação tradicional da hipervalência (para o SF6, por exemplo) e da expansão do octeto (para certas estruturas de Lewis do SO42- por exemplo), geralmente, invoca a disponibilidade de
orbitais d parcialmente
O modelo RPECV - Repulsão dos pares de elétrons da camada de valência.
As formas geométricas básicas
As regiões de maior densidade eletrônica tomam posições o mais afastadas quanto possível, e a forma da molécula é nomeada
identificando-se as posições dos átomos na estrutura resultante.
Os pares ligantes, os pares isolados ou as concentrações de elétrons
associados com as ligações múltiplas, assumem posições tão separadas
quanto possível, de modo que as repulsões entre elas sejam
Embora o arranjo das regiões de densidade
eletrônica governe o arranjo da molécula, sejam estas regiões ligantes ou pares isolados, o nome
da forma (ou geometria) é determinado pelo arranjo dos átomos, e não pelo arranjo das regiões de densidade eletrônica.
NH3 tem quatro pares de elétrons que estão
dispostos tetraedricamente, mas como um deles é um par isolado, a molécula é classificada como piramidal trigonal. O topo da pirâmide está ocupado pelo par isolado.
H2O tem um arranjo tetraédrico de seus pares de elétrons, mas como dois desses pares são
isolados, a molécula é classificada como angular.
H2O, angular
H2O, angular
NH3, piramidal trigonal Forma molecular ou geometria (leva em conta apenas os átomos)
Aplicando o modelo RPECV
Escrever estrutura de Lewis para a molécula ou íon
Contar número de átomos e de pares isolados em tomo de cada átomo
Considerar cada átomo (esteja ele ligado ao átomo central por ligações simples ou múltiplas) e cada par isolado como uma região de alta densidade eletrônica.
Colocar estas regiões o mais distante umas das outras
Identificar o arranjo básico que elas adotam consultando a Tabela 2.6
SF6, com seis ligações simples ao redor do átomo central de S é octaédrica
Exercício: Preveja a forma (a) de uma molécula de BF3; (b) de um íon SO32-
Ao átomo central de B estão ligados três átomos de F, mas nenhum par isolado. O arranjo básico das três regiões de densidade eletrônica é trigonal plano. Isso leva a uma molécula com forma
Exercício: Preveja a forma de um íon SO32-
Duas estruturas de Lewis representativas de uma variedade de estruturas que contribuem para a estrutura de ressonância global.
Em cada caso há três átomos ligados ao S central e um par isolado correspondendo a quatro regiões de densidade eletrônica. O arranjo básico dessas regiões é tetraédrico.
Três dessas posições correspondem a átomos, assim a forma (geometria) do íon é piramidal trigonal.
Problemas com modelo RPECV quando há mais de uma forma com energias semelhantes.
Por exemplo, com cinco pares de elétrons ligados ao átomo central
Problemas com modelo RPECV quando há mais de uma forma com energias semelhantes.
Por exemplo, com cinco pares de elétrons ligados ao átomo central
Geometria um pouco mais energética, mas há vários exemplos observados.
Por exemplo o [InCl5]-2
Compostos com sete (7) regiões de densidade eletrônica: geometrias são mais difíceis de prever, pois muitas formas diferentes têm energias similares.
Para bloco p, a coordenação 7 é dominada pela estrutura bipiramidal pentagonal.
Já o e o XeF5, com cinco ligações e dois pares isolados possui forma (geometria) pentagonal planar. Se levar em conta os pares de elétrons seu arranjo é pentagonal bipiramidal.
Modificações das formas básicas
Pares isolados repelem outros pares isolados mais fortemente do que pares ligantes.
Uma vez que a forma básica de uma molécula foi identificada, são feitos ajustes de devido as diferenças de repulsão eletrostática entre regiões ligantes e pares isolados:
Maior efeito de repulsão de um par isolado é difícil de explicar.
Uma teoria é que, por estar mais próximo do núcleo do que um par ligante, consegue repelir mais fortemente outros pares de elétrons.
Outro ponto:
Havendo possibilidade de escolha entre um sítio axial e um equatorial para um par isolado em um arranjo bipiramidal trigonal, o par isolado ocupará o sítio equatorial.
Equatorial
Maior efeito de repulsão de um par isolado é difícil de explicar.
Uma teoria é que, por estar mais próximo do núcleo do que um par ligante, consegue repelir mais fortemente outros pares de elétrons.
Outro ponto:
Havendo possibilidade de escolha entre um sítio axial e um equatorial para um par isolado em um arranjo bipiramidal trigonal, o par isolado ocupará o sítio equatorial.
No sítio equatorial o par isolado sofre repulsão de dois pares ligantes a 90°
Equatorial
Mas um segundo par isolado irá ocupar a posição diametralmente oposta, trans,
Mas um segundo par isolado irá ocupar a posição diametralmente oposta, trans,
Em uma molécula com dois pares ligantes adjacentes e um ou mais pares isolados, o ângulo de ligação diminui comparando-se com todos os pares ligantes.
Assim, o ângulo HNH no NH3 diminui do ângulo tetraédrico teórico (109,5°) para um ângulo menor (107°) observado.
A deficiência do modelo RPECV, entretanto, é que ele não pode ser usado para prever o ângulo exato que a molécula terá: não leva em conta fatores esféricos (isto é, os
Exercício
Preveja a forma da molécula SF4 .
Resposta A estrutura de Lewis do SF4 é mostrada em (19). O átomo central de S tem quatro átomos de F ligados a ele e um par isolado. A forma básica adotada por estas cinco regiões é bipiramidal trio gana!. A energia potencial é menor se o par isolado ocupar uma posição equatorial, resultando numa
forma molecular que se assemelha a uma gangorra, com as ligações axiais formando a "prancha" da
gangorra e as ligações equatoriais o apoio central. As ligações 5-f se curvam, então, afastando·se
Exercício
Preveja a forma da molécula SF4 .
Resposta
O átomo central de S tem quatro átomos de F ligados a ele e um par isolado.
A forma básica adotada por estas cinco regiões é bipiramidal trigonal.
Exercício
Preveja a forma da molécula SF4 .
Resposta
O átomo central de S tem quatro átomos de F ligados a ele e um par isolado.
A forma básica adotada por estas cinco regiões é bipiramidal trigonal.
A energia potencial é menor se o par isolado ocupar uma posição equatorial.
Exercício
Preveja a forma da molécula SF4 .
Resposta
O átomo central de S tem quatro átomos de F ligados a ele e um par isolado.
A forma básica adotada por estas cinco regiões é bipiramidal trigonal.
A energia potencial é menor se o par isolado ocupar uma posição equatorial.
As ligações S-F “se curvam”, afastando·se do par isolado.
Isto resulta numa forma molecular que se assemelha a uma gangorra: as ligações axiais formam a
063- Teoria VSEPR: estruturas de Lewis, hibridização e geometria
https://www.youtube.com/watch?v=e99iaUKsucc
Usa moléculas simples como modelo, mas visual é interessante.
Exercício
Preveja as estruturas do (a) XeF2 (b) [XeF5]
O Xe está no grupo 18 e possui oito elétrons de valência. O F está no grupo 17, tem sete elétrons de valência e forma uma única ligação simples
covalente. Antes de aplicar o modelo RPECV, decida qual é o átomo central da molécula. Tanto no XeF2 quanto no [XeF5] o Xe é o átomo central.
(a) XeF2 Dois dos oito elétrons de valência do
átomo de Xe são usados para ligação (duas ligações simples Xe-F), e assim em torno do centro do Xe há dois pares ligantes de elétrons e três pares isolados.
A forma principal é uma bipirâmide triangular com os três pares isolados no plano equatorial
minimizando as repulsões par isolado- par isolado.
(b) [XeF5] O elétron vindo da carga negativa é incluído na camada de valência do átomo central.
Cinco dos nove elétrons de valência são utilizados para ligação e em torno do centro de Xe existem cinco pares ligantes e dois pares isolados de elétrons.
A forma principal é a bipirâmide pentagonal com os dois pares isolados opostos um ao outro minimizando as repulsões par isolado-par isolado.
https://www.youtube.com/watch?v=Az4SZq8GnUw
