Dados os compostos apresentados abaixo informe: I) Estrutura de Lewis com carga formal; II) tipo de ligação; III) sua geometria; IV) polaridade; V) Hibridização do átomo sublinhado; VI) Previsão do ângulo de ligação VII) solubilidade em solvente polar:
\mathrm{ICl}_{4}{ }^{-}

Passo 1

Resumindo: temos o ânion \mathrm{ICl}_4^- e queremos, usando VSEPR e teoria de ligação, obter I) estrutura de Lewis com cargas formais, II) tipo de ligação, III) geometria, IV) polaridade, V) hibridização do iodo, VI) ângulo de ligação, VII) solubilidade em solvente polar.

Passo 2

Para a estrutura de Lewis contamos elétrons de valência: iodo tem 7\\ e^{-} e cada cloro tem 7\\ e^{-}, mais 1\\ e^{-} extra pelo sinal negativo, totalizando
7 + 4\times7 + 1 = 36\\ \text{elétrons}é
Ligamos o I central a quatro Cl’s ( 4 ligações simples =8\\ e^{-}) e distribuímos os 28\\ e^{-} restantes como pares isolados: cada Cl fica com 3 pares e o I sobram 2 pares. A carga formal de cada Cl é zero e do I é
\text{CF}(I)=7 - 4\,(\text{ligações}) - 4\,(\text{e}^{-}\\ \text{não ligantes}) = -1.çõã.

Passo 3

Cada ligação I–Cl é covalente, porém com diferença de eletronegatividade, então é uma ligação covalente polar (Cl mais eletronegativo atrai mais os elétrons).

Passo 4

No iodo há 6 pares eletrônicos ( 4 ligantes +2 isolados). Segundo VSEPR é uma disposição octaédrica de pares, mas removendo os dois pares isolados em posições opostas, sobra a forma molecular quadrado planar.

Passo 5

Na geometria quadrado planar todos os vetores de momento dipolar I \toCl se cancelam mutuamente no plano; logo a molécula é apolar.

Passo 6

Com 6 domínios eletrônicos o átomo central utiliza hibridação \mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2. Na geometria quadrado planar os ângulos Cl– I– Cl equivalentes no plano valem 90^\circ.

Passo 7

Como é um íon monovalente, espera-se boa solubilidade em solventes polares (por exemplo em água) devido à estabilização por solvatação iônica.

Resposta

I)
Estrutura de Lewis:
\begin{aligned} &\quad\quad\colon\!\!\colon\;\;\colon\!\!\colon\\\ &\colon\!\!\colon\Cl\!-\!I\!-\!\Cl\colon\\\ &\quad\;\;\colon\!\!\colon\;\;\colon\!\!\colon \quad\Cl\quad\Cl\\\ &\text{Cada Cl: 3 pares não ligantes; I: 2 pares não ligantes. CF}(I)=-1,\\ \mathrm{CF}(Cl)=0. \end{aligned}
II) Ligação covalente polar (I–Cl).
III) Geometria molecular quadrado planar.
IV) Molécula apolar (dipolos se cancelam).
V) Hibridização do I: \mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2.
VI) Ângulo Cl–I–Cl no plano: 90^\circ.
VII) Solúvel em solvente polar (sim, por solvatação iônica).

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