Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados:
Dê os orbitais de hibridização do átomo central
(c) \left[\mathrm{ClF}_{4}\right]^{-1}

Passo 1

O que o enunciado pede: determinar os orbitais de hibridização do átomo central para o íon \left[\mathrm{ClF}_{4}\right]^{-}.
Informações dadas e que vou usar (retiradas do enunciado):
  • O átomo central é o cloro ( \mathrm{Cl}).
  • Há quatro átomos de flúor ligados ao cloro: \mathrm{F}_4.
  • A espécie tem carga total -1.

Passo 2

Como vou proceder (resumo do método que usarei para resolver): vou contar os elétrons de valência totais da molécula, distribuir elétrons em ligações e pares isolados, determinar o número de regiões eletrônicas (pares de ligação + pares isolados) em torno do átomo central — isto é o chamado “número estérico” — e a partir dele identificar a hibridização apropriada. Em seguida explico o que significa essa hibridização. (Essa é a forma usual e prática para chegar à hibridização numa prova.)

Passo 3

Contagem dos elétrons de valência totais. Valores de valência: \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência; cada \mathrm{F} tem 7. Além disso há uma carga -1, que corresponde a 1 elétron extra. Portanto:
\text{Elétrons totais} = 7 + 4\cdot 7 + 1 = 7 + 28 + 1 = 36.é

Passo 4

Contagem dos elétrons usados em ligações. Supondo ligações simples \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{F}, são 4 ligações, cada ligação usa 2 elétrons:
\text{Elétrons nas ligações} = 4\cdot 2 = 8.éçõ
Subtraindo das 36 elétrons totais:
36 - 8 = 28\\ \text{elétrons restantes (pares isolados)}.é

Passo 5

Distribuição dos pares isolados nos átomos de flúor primeiro. Cada átomo de \mathrm{F} precisa completar seu octeto: além da ligação (1 par), cada \mathrm{F} terá 3 pares isolados = 6 elétrons. Para os quatro \mathrm{F}:
\text{Elétrons nos pares de F} = 4\cdot 6 = 24.é
Subtraindo dos 28 elétrons restantes:
28 - 24 = 4\\ \text{elétrons sobrando para o cloro} = 2\\ \text{pares isolados no Cl}.é

Passo 6

Determinar o número estérico (regiões eletrônicas) em torno do átomo central. Contagens:
  • Pares de ligação ao redor do Cl: 4 (cada \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{F} é uma região).
  • Pares isolados no Cl: 2.
Logo o número estérico é
\text{número estérico} = 4 + 2 = 6.úé
Explicação do conceito: o número estérico é o número de regiões de densidade eletrônica (pares ligantes simples, ligações múltiplas contam como uma região, e pares isolados) ao redor do átomo central. Esse número controla a geometria eletrônica e a hibridização.

Passo 7

Relação entre número estérico e hibridização. Tabela curta (útil em prova):
  • número estérico = 2 \Rightarrow \mathrm{sp}
  • número estérico = 3 \Rightarrow \mathrm{sp}^2
  • número estérico = 4 \Rightarrow \mathrm{sp}^3
  • número estérico = 5 \Rightarrow \mathrm{sp}^3\mathrm{d} (ou \mathrm{d}\mathrm{sp}^3)
  • número estérico = 6 \Rightarrow \mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2 (ou \mathrm{d}^2\mathrm{sp}^3)
Como aqui o número estérico é 6, a hibridização apropriada do átomo central é
\mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2
(algumas notações escrevem essa sequência como \mathrm{d}^2\mathrm{sp}^3; ambas indicam a mistura de um orbital s, três p e dois d formando seis orbitais híbridos orientados segundo uma geometria octaédrica).

Passo 8

Breve comentário físico-químico útil para prova (não exige ser decorado, mas ajuda a entender): o arranjo eletrônico para número estérico 6 é a geometria eletrônica octaédrica. Com 4 ligantes e 2 pares isolados, os pares isolados ocupam posições opostas (axiais) do octaedro para minimizar repulsões, resultando na geometria molecular observada para \left[\mathrm{ClF}_{4}\right]^{-} que é quadrado planar. Em termos de hibridização, entretanto, continua-se a usar \mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2 (ou \mathrm{d}^2\mathrm{sp}^3) para o átomo central.

Resposta

\mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2 (equivalente a \mathrm{d}^2\mathrm{sp}^3)

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