Demonstre as possíveis fórmulas da ligação entre:
Al e Cl

Passo 1

O que o enunciado pede: demonstrar as possíveis fórmulas (espécies químicas / modos de ligação) que podem ocorrer envolvendo alumínio e cloro.
Informações dadas (implícitas no enunciado e que vamos usar):
  • O alumínio tem 3 elétrons de valência (configuração do grupo 13).
  • O cloro tem 7 elétrons de valência (grupo 17) e tende a ganhar 1 elétron para completar o octeto.
  • Queremos todas as fórmulas / espécies razoáveis que aparecem entre Al e Cl (moléculas neutras, dímeros, íons e complexos simples).

Passo 2

Conceitos básicos que vamos usar (explicação bem prática):
  • Contagem de elétrons de valência: some os elétrons de valência de cada átomo para fazer a estrutura de Lewis. Escrevemos sempre isso em TeX, por exemplo para \mathrm{AlCl_3} o total é \text{valência total} = 3 + 3\cdot 7 = 24ê elétrons de valência.
  • Regra do octeto (orientadora): muitos átomos buscam ter 8 elétrons na camada de valência, mas o alumínio pode ficar “deficiente” (6 elétrons) e ainda assim formar moléculas estáveis por dimerização ou por aceitar pares eletrônicos (comportamento de ácido de Lewis).
  • Ligação coordenada / complexos: quando um átomo doa um par de elétrons a outro vazio, chamamos de ligação coordenada (o par vem de um só átomo). Ex.: \mathrm{AlCl_3} aceita um \mathrm{Cl^-} formando \mathrm{AlCl_4^-}.
  • Ligação 3-centro-2-elétrons: usada para explicar ligações em ponte (bridging) como em \mathrm{Al_2Cl_6}: dois átomos metálicos compartilham um par de elétrons com um átomo de halogênio formando uma ligação “3-center-2-electron” (não é uma ligação simples clássica entre dois átomos).

Passo 3

Construção da estrutura de Lewis da espécie neutra mais comum: \mathrm{AlCl_3}.
  1. Contagem de elétrons de valência: \;3 + 3\cdot 7 = 24 elétrons.
  2. Montagem: colocamos \mathrm{Al} no centro ligado a três \mathrm{Cl}. Cada ligação consome 2 elétrons, então 3 ligações = 6 elétrons. Cada \mathrm{Cl} completa o octeto com 3 pares isolados ( 6 elétrons cada), usando 3\cdot 6 = 18 elétrons. Soma: 6\,(lig)\!+\!18\,(lp)=24. Tudo fecha.
  3. Observação importante: o \mathrm{Al} central fica com apenas 6 elétrons ao seu redor (três ligações simples) — isso é electron-deficient. Geometricamente, o monômero isolado é trigonal plano (hibridização aproximada \mathrm{sp^2}) com um orbital p vazio no Al. Conclusão: \mathrm{AlCl_3} como monômero é plausível, mas o alumínio está com menos que octeto e isso explica sua reatividade (ácido de Lewis).

Passo 4

Dimerização: formação de \mathrm{Al_2Cl_6}. Por que e como acontece?
  1. Motivo: o \mathrm{Al} em \mathrm{AlCl_3} está com apenas 6 elétrons — ele tende a ganhar pares eletrônicos ou compartilhar mais para ganhar estabilidade. Uma via é formar dímeros onde dois centros \mathrm{Al} são ligados por cloros de ponte.
  2. Estrutura: \mathrm{Al_2Cl_6} tem dois átomos de Al; cada Al está ligado a dois cloros terminais e a dois cloros de ponte (os dois cloros de ponte ligam os dois Al). Esquematicamente: cada ponte é um Cl que faz uma ligação 3-centro-2-elétrons entre Al–Cl–Al.
  3. Contagem qualitativa: ao formar as pontes, cada \mathrm{Al} “ganha” o par compartilhado extra vindo da ponte, aproximando-o do octeto (a descrição formal é que há ligações de três centros com dois elétrons). Geometria aproximada em cada Al: 4 coordenados (dois terminais + dois bridging), parecido com tetraédrico truncado.
  4. Conclusão: \mathrm{AlCl_3} tende a existir como dimero \mathrm{Al_2Cl_6} em fase gasosa a baixas temperaturas/condições e como agregado em fase sólida/liquida dependendo das condições.

Passo 5

Formação de íons tetraquacloroaluminato: \mathrm{AlCl_4^-}.
  1. Reação simples: \mathrm{AlCl_3} + \mathrm{Cl^-} \longrightarrow \mathrm{AlCl_4^-}. Aqui estamos escrevendo a reação em TeX.
  2. Por que isso acontece: \mathrm{AlCl_3} é um ácido de Lewis (tem orbital vazio); ao receber um par de elétrons do \mathrm{Cl^-} formamos uma ligação coordenada e o Al passa a ter 8 elétrons (octeto completo).
  3. Geometria e estabilidade: \mathrm{AlCl_4^-} é tetraédrico (hibridização aproximada \mathrm{sp^3} no Al) e é uma espécie muito comum em sais e líquidos iônicos (por exemplo com cátions orgânicos).
  4. Observação de carga: a espécie resultante tem carga -1, indicada em \mathrm{AlCl_4^-}.

Passo 6

Formação de \mathrm{Al_2Cl_7^-} (heptacloroaluminato) — quando aparece e estrutura.
  1. Processo: se houver excesso de \mathrm{AlCl_3} e uma base cloreto presente, pode ocorrer: \mathrm{AlCl_4^-} + \mathrm{AlCl_3} \longrightarrow \mathrm{Al_2Cl_7^-}.
  2. Estrutura: \mathrm{Al_2Cl_7^-} é análoga ao dímero \mathrm{Al_2Cl_6}, mas com uma carga negativa distribuída; tem uma ponte \mathrm{Cl} compartilhada entre dois Al e um total de 7 cloros. É importante em sistemas fundidos e em química de haletos de alumínio como espécies carregadas.
  3. Significado: mostra que além do monômero e dímero, existem espécies iônicas complexas dependendo das condições (reagentes, presença de ânions/cátions).

Passo 7

Espécies menos comuns e complexos de coordenação (menção curta mas útil):
  • \mathrm{AlCl}: existe como espécie de gás em alta temperatura (espectroscopia) — não é a forma estável em condições normais, mas é uma fórmula possível em condições extremas.
  • Complexos por coordenação: \mathrm{AlCl_3} forma adutos com bases (por exemplo \mathrm{AlCl_3\cdot NH_3}, \mathrm{AlCl_3\cdot THF}), em que a base doa um par para o Al e o transforma em uma espécie com geometria de coordenação maior (o mesmo princípio de \mathrm{AlCl_4^-}, só que sem íon cloreto extra).
  • Formas poliméricas ou estruturas de rede podem ocorrer na fase sólida dependendo da preparação — mas as fórmulas fossem versões condensadas dos tipos já descritos.

Passo 8

Resumo dos tipos de ligação / natureza eletrônica (muito prático para a prova):
  • Em condições comuns, a fórmula nominal neutra é \mathrm{AlCl_3}, com ligação covalente Al–Cl, Al electron-deficient (6 elétrons no Al). Geometry: trigonal planar (monômero).
  • Para ganhar estabilidade, \mathrm{AlCl_3} dimeriza formando \mathrm{Al_2Cl_6} com pontes \mathrm{Cl} e ligações 3-centro-2-elétrons.
  • Em presença de \mathrm{Cl^-} ou bases doadoras, forma o íon tetraquacloroaluminato \mathrm{AlCl_4^-} (Al com octeto completo, geometria tetraédrica).
  • Com excesso de \mathrm{AlCl_3} podem aparecer espécies como \mathrm{Al_2Cl_7^-}.
  • Existem também espécies gasosas de menor estequiometria ( \mathrm{AlCl}) em condições especiais e numerosos complexos de coordenação.

Resposta

\mathrm{AlCl_3}
\mathrm{Al_2Cl_6}
\mathrm{AlCl_4^-}
\mathrm{Al_2Cl_7^-}
\mathrm{AlCl}

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