2C. 9 Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas ou íons e dê o número de elétrons em torno do átomo central:
) \mathrm{TeCl}_{4}.

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Desenhar a estrutura de Lewis da molécula \mathrm{TeCl}_{4}.
  • Dar o número de elétrons em torno do átomo central (que aqui é o átomo de \mathrm{Te}).
Informações relevantes fornecidas (e assumidas):
  • Fórmula molecular: \mathrm{TeCl}_{4}.
  • Átomo central: \mathrm{Te} (típico colocar o átomo menos eletronegativo/menos periférico no centro).
  • Não há carga indicada, então a espécie é neutra.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo obrigatório para começar qualquer estrutura de Lewis).
  • Cada átomo de \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência (grupo 17).
  • O átomo de \mathrm{Te} tem 6 elétrons de valência (grupo 16).
    Logo o total de elétrons de valência da molécula neutra é
6 + 4\cdot 7 = 6 + 28 = 34\\ \text{elétrons}.é
É útil pensar em pares: \dfrac{34}{2}=17 pares de elétrons para distribuir.
(Explicação didática curta: valência é o número de elétrons na camada externa que participam de ligações. A soma deles nos dá os elétrons que devemos distribuir entre ligações e pares isolados na estrutura de Lewis.)

Passo 3

Montagem do esqueleto (primeira tentativa de desenho):
  • Coloca-se \mathrm{Te} no centro e os quatro \mathrm{Cl} ao redor, cada ligação simples \mathrm{Te}-\mathrm{Cl} consome 2 elétrons.
  • Quatro ligações consomem
4\times 2 = 8\\ \text{elétrons}.é
Subtraindo do total:
34 - 8 = 26\\ \text{elétrons restantes} \quad(\text{ou }13\\ \text{pares}).é

Passo 4

Completar octetos nos átomos terminais ( \mathrm{Cl}) e colocar o que sobrar no central:
  • Cada \mathrm{Cl} já tem 1 ligação (2 elétrons) com o \mathrm{Te}, precisa de mais 6 elétrons (3 pares) para completar o octeto.
  • Para as 4 \mathrm{Cl}: 4\times 6 = 24 elétrons são necessários.
  • Subtraindo:
26 - 24 = 2\\ \text{elétrons restantes} \quad(\text{1 par restante}).é
  • Esse par restante vai para o átomo central \mathrm{Te} como um par de elétrons isolado (lone pair).
(Explicação didática curta: primeiro se garante que os átomos terminais atinjam o octeto; elementos de período 3 em diante podem ter octeto expandido — e o \mathrm{Te} é do período 5, então pode acomodar mais de 8 elétrons ao redor.)

Passo 5

Construção final da estrutura de Lewis (esquemática) e contagem dos elétrons no átomo central:
  • Resultado da distribuição: cada \mathrm{Cl} tem três pares isolados + 1 ligação com \mathrm{Te}; o \mathrm{Te} tem quatro ligações simples e um par isolado.
  • Contagem de elétrons em torno do \mathrm{Te}:
    • Quatro ligações = 4 pares \rightarrow 8 elétrons.
    • Um par isolado = 1 par \rightarrow 2 elétrons.
    • Total em torno do \mathrm{Te}: 8 + 2 = 10 elétrons (ou seja, 5 pares eletrônicos).
(Comentário didático): ter 10 elétrons no átomo central é aceitável porque \mathrm{Te} pertence ao quinto período e pode expandir o octeto usando orbitais d disponíveis; portanto a estrutura com \mathrm{Te} envolvendo 10 elétrons é a estrutura de Lewis adequada aqui.
A representação esquemática (forma em cruz, mostrando pares como dois-pontos) pode ser escrita assim:
\begin{array}{c} :\mathrm{Cl}:\\[4pt] \\ \vert\\[4pt] :\mathrm{Cl}:\!-\!\mathrm{Te}\!:\!-\!:\mathrm{Cl}:\\[4pt] \\ \vert\\[4pt] :\mathrm{Cl}: \end{array}
onde cada :\mathrm{Cl}: indica um átomo de cloro com três pares isolados, e o \mathrm{Te} tem o par isolado mostrado como os dois pontos ao lado de \mathrm{Te}.]

Resposta

Estrutura de Lewis (esquemática):
\begin{array}{c} :\mathrm{Cl}:\\[4pt] \\ \vert\\[4pt] :\mathrm{Cl}:\!-\!\mathrm{Te}\!:\!-\!:\mathrm{Cl}:\\[4pt] \\ \vert\\[4pt] :\mathrm{Cl}: \end{array}
Número de elétrons em torno do átomo central ( \mathrm{Te}): 10 elétrons.]

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