Cloro e iodo podem formar um cátion e um ânion com as seguintes estruturas: \mathrm{IC} \ell_{2}^{+}e \mathrm{IC} \ell_{2}^{-}. A informação de que a geometria do íon é linear permite limitar a escolha entre uma das duas possibilidades? Explique.

Passo 1

O enunciado pergunta qual dos íons \mathrm{ICl}_2^+ ou \mathrm{ICl}_2^- apresenta geometria linear, usando a teoria VSEPR (repulsão entre pares de elétrons na camada de valência). Para responder, vamos ( 1) contar elétrons de valência de cada espécie, ( 2) distribuir pares de elétrons ao redor do iodo central e ( 3) prever a geometria molecular.

Passo 2

Calculemos primeiro os elétrons de valência em \mathrm{ICl}_2^+. Cada átomo de Cl traz 7 elétrons, o iodo traz 7, e o cátion perde um elétron:
\text{VE}(\mathrm{ICl}_2^+)=7_{\mathrm{I}} + 2\times7_{\mathrm{Cl}} -1 =20.
Destes, 2 ligações I–Cl usam 2\times2=4 elétrons, restando 20-4=16. Cada Cl completa octeto com 6 elétrons não ligantes 2\times6=12, sobrando 16-12=4 elétrons livres no iodo, ou seja, 2 pares isolados.

Passo 3

No iodo de \mathrm{ICl}_2^+ temos
2 pares compartilhados (ligações)
2 pares isolados
Total de domínios eletrônicos: 4. Segundo VSEPR, quatro domínios formam uma geometria tetraédrica eletrônica e molécula do tipo AX _2E _2 é angular (não linear).

Passo 4

Agora para \mathrm{ICl}_2^-:
\text{VE}(\mathrm{ICl}_2^-)=7_{\mathrm{I}} + 2\times7_{\mathrm{Cl}} +1 =22.
As 2 ligações consomem 4 elétrons, restando 22-4=18. Os 2 Cl pedem 2\times6=12 para seus octetos, sobrando 18-12=6 elétrons no iodo, ou seja, 3 pares isolados.

Passo 5

No iodo de \mathrm{ICl}_2^- temos
2 pares compartilhados
3 pares isolados
Total de domínios eletrônicos: 5. A geometria eletrônica é bipiramidal trigonal e, no arranjo AX _2E _3, os 3 pares isolados ocupam posições equatoriais e as 2 ligações ficam em posição oposta, gerando geometria molecular linear.

Resposta

A geometria linear só ocorre em \mathrm{ICl}_2^-. Portanto, o íon linear é o ânion \mathrm{ICl}_2^-.

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