42- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e prediga as formas de:
\mathrm{OSbCl}_{3}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) escrever a estrutura(s) de Lewis da molécula \mathrm{OSbCl_{3}} e (2) predizer a(s) forma(s) geométrica(s) da molécula.
Informações dadas (implícitas no enunciado) que vamos usar: os átomos presentes são oxigênio ( \mathrm{O}), antimônio ( \mathrm{Sb}) e três cloros ( \mathrm{Cl}). Não há figuras adicionais. Vou usar apenas a fórmula e os números de elétrons de valência dos átomos.

Passo 2

Começamos contando os elétrons de valência totais — isso é essencial para montar a estrutura de Lewis. Os elétrons de valência usuais são: \mathrm{Sb} tem 5, \mathrm{O} tem 6 e cada \mathrm{Cl} tem 7. Então o total é:
5 + 6 + 3\cdot 7 = 32
Temos 32 elétrons de valência para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Decidir o átomo central: geralmente o átomo menos eletronegativo que não seja hidrogênio fica no centro. Entre \mathrm{Sb}, \mathrm{O} e \mathrm{Cl}, o menos eletronegativo e maior é \mathrm{Sb}. Logo, coloco \mathrm{Sb} no centro e junto a ele \mathrm{O} e as três \mathrm{Cl} como átomos terminais.

Passo 4

Desenho inicial (esqueleto) com ligações simples entre o átomo central e os terminais: \mathrm{O}-\mathrm{Sb}-\mathrm{Cl} (três \mathrm{Cl}). Cada ligação simples usa 2 elétrons. Temos inicialmente 4 ligações (uma para cada \mathrm{Cl} e uma para \mathrm{O}), então usamos
4 \times 2 = 8 \text{ elétrons}é
Restam 32 - 8 = 24 elétrons para distribuir como pares isolados.

Passo 5

Distribuir elétrons restantes nos átomos terminais primeiro (regra prática para satisfazer octetos dos terminais). Cada \mathrm{Cl} precisa de 3 pares isolados ( 6 elétrons) para completar seu octeto, então para três \mathrm{Cl}:
3 \times 6 = 18 \text{ elétrons}é
Subtraindo esses 18 dos 24 que restavam:
24 - 18 = 6 \text{ elétrons}é
Colocamos esses 6 elétrons no oxigênio como pares isolados inicialmente. Assim o oxigênio teria 3 pares isolados + 1 ligação simples com \mathrm{Sb}, o que lhe dá 8 elétrons (octeto preenchido).

Passo 6

Verificar formal charges da distribuição com ligações simples (situação atual): calcular carga formal pelo procedimento usual:
  • Para cada \mathrm{Cl}: valência 7 menos elétrons não ligantes 6 menos metade dos elétrons de ligação 1 dá carga formal 0.
  • Para \mathrm{O} com ligação simples: valência 6 menos não ligantes 6 menos metade da ligação 1 dá carga formal -1.
  • Para \mathrm{Sb}: valência 5 menos não ligantes 0 menos metade dos elétrons de ligação (metade de 8 elétrons ligados = 4) dá carga formal +1.
Logo, com apenas ligações simples obtivemos cargas formais \mathrm{Sb}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}. Geralmente preferimos estruturas com menores cargas formais (preferivelmente zero) quando possível.

Passo 7

Tentar reduzir as cargas formais condensando um par isolado do oxigênio em uma ligação adicional com o antimônio, ou seja, formar uma ligação dupla \mathrm{Sb}= \mathrm{O}. Isso troca um par isolado do oxigênio por um par de ligação adicional entre \mathrm{Sb} e \mathrm{O}. Recontando elétrons: a ligação dupla utiliza dois pares (4 elétrons) entre \mathrm{Sb} e \mathrm{O}. Fazendo isso, a distribuição total dos 32 elétrons fica compatível sem violar octetos dos terminais:
  • elétrons de ligação: ligação dupla \mathrm{Sb}= \mathrm{O} (4 e) + três ligações \mathrm{Sb}-\mathrm{Cl} (3×2 = 6 e) → total de 10 elétrons em ligações.
  • pares isolados: três \mathrm{Cl} com 3 pares cada → 18 elétrons; oxigênio agora com 2 pares isolados → 4 elétrons. Soma: 10 + 18 + 4 = 32, que é o total correto.

Passo 8

Calcular cargas formais na estrutura com dupla ligação \mathrm{Sb}=\mathrm{O}:
  • Oxigênio: valência 6 menos não ligantes 4 menos metade dos elétrons de ligação (metade de 4 é 2) → 6 - 4 - 2 = 0.
  • Cada cloro: 7 - 6 - 1 = 0.
  • Antimônio: 5 - 0 - \tfrac{1}{2}\times 10 = 5 - 5 = 0. (Aqui \tfrac{1}{2}\times 10 corresponde a metade dos 10 elétrons de ligação que rodeiam o Sb.)
    Todas as cargas formais ficam 0, então a estrutura com \mathrm{Sb}=\mathrm{O} e três \mathrm{Sb}-\mathrm{Cl} simples é a mais provável (menor separação de carga formal).

Passo 9

Resumo da estrutura de Lewis obtida (descrição clara): o antimônio \mathrm{Sb} no centro faz uma ligação dupla com o oxigênio e ligações simples com cada um dos três cloros. Em notação esquemática:
\mathrm{Cl}-\mathrm{Sb}(= \mathrm{O})-\mathrm{Cl}
com o terceiro \mathrm{Cl} também ligado ao \mathrm{Sb} (os três \mathrm{Cl} em volta do Sb) e pares isolados completos em cada \mathrm{Cl} (3 pares) e em \mathrm{O} (2 pares).

Passo 10

Determinar a geometria pela VSEPR: contamos as regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central \mathrm{Sb}. Cada ligação (simples ou dupla) conta como uma região de densidade (ou domínio eletrônico). Temos 4 domínios ao redor de \mathrm{Sb}: três ligantes \mathrm{Cl} + o oxigênio (a ligação dupla \mathrm{Sb}=\mathrm{O} conta como um domínio). Não há pares isolados em \mathrm{Sb} na estrutura preferida. Então o número de domínios é 4 e o número de pares isolados é 0, o que leva à geometria eletrônica e molecular tetraédrica. O ângulo ideal é \approx 109{,}5^\circ, embora a presença da dupla ligação tenda a causar pequena distorção (ligações múltiplas ocupam um pouco mais de espaço eletrônico), mas a forma geral é tetraédrica.

Resposta

Lewis: estrutura com \mathrm{Sb} no centro ligado por ligação dupla a \mathrm{O} e por três ligações simples a três \mathrm{Cl}; todos os átomos com octeto preenchido e cargas formais zero.
Forma (geometria): tetraédrica (ângulos aproximadamente 109{,}5^\circ, com leve ajuste devido à ligação dupla).

Exercícios relacionados