Demonstre as possíveis fórmulas da ligação entre:
Al e Cl
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):
Informações dadas (implícitas no enunciado e que vamos usar):
- O alumínio tem
elétrons de valência (configuração do grupo 13). - O cloro tem
elétrons de valência (grupo 17) e tende a ganhar 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
o total é elétrons de valência. - Regra do octeto (orientadora): muitos átomos buscam ter
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.:
aceita um formando . - Ligação 3-centro-2-elétrons: usada para explicar ligações em ponte (bridging) como em
: 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:
.
- Contagem de elétrons de valência:
elétrons. - Montagem: colocamos
no centro ligado a três . Cada ligação consome elétrons, então ligações = elétrons. Cada completa o octeto com pares isolados ( elétrons cada), usando elétrons. Soma: . Tudo fecha. - Observação importante: o
central fica com apenas elétrons ao seu redor (três ligações simples) — isso é electron-deficient. Geometricamente, o monômero isolado é trigonal plano (hibridização aproximada ) com um orbital p vazio no Al. Conclusão: 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
. Por que e como acontece?
- Motivo: o
em está com apenas elétrons — ele tende a ganhar pares eletrônicos ou compartilhar mais para ganhar estabilidade. Uma via é formar dímeros onde dois centros são ligados por cloros de ponte. - Estrutura:
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. - Contagem qualitativa: ao formar as pontes, cada
“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. - Conclusão:
tende a existir como dimero em fase gasosa a baixas temperaturas/condições e como agregado em fase sólida/liquida dependendo das condições.
Passo 5
Formação de íons tetraquacloroaluminato:
.
- Reação simples:
Aqui estamos escrevendo a reação em TeX. - Por que isso acontece:
é um ácido de Lewis (tem orbital vazio); ao receber um par de elétrons do formamos uma ligação coordenada e o Al passa a ter elétrons (octeto completo). - Geometria e estabilidade:
é tetraédrico (hibridização aproximada no Al) e é uma espécie muito comum em sais e líquidos iônicos (por exemplo com cátions orgânicos). - Observação de carga: a espécie resultante tem carga
, indicada em .
Passo 6
Formação de
(heptacloroaluminato) — quando aparece e estrutura.
- Processo: se houver excesso de
e uma base cloreto presente, pode ocorrer: - Estrutura:
é análoga ao dímero , mas com uma carga negativa distribuída; tem uma ponte compartilhada entre dois Al e um total de cloros. É importante em sistemas fundidos e em química de haletos de alumínio como espécies carregadas. - 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):
-
: 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:
forma adutos com bases (por exemplo , ), 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 , 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
, com ligação covalente Al–Cl, Al electron-deficient (6 elétrons no Al). Geometry: trigonal planar (monômero). - Para ganhar estabilidade,
dimeriza formando com pontes e ligações 3-centro-2-elétrons. - Em presença de
ou bases doadoras, forma o íon tetraquacloroaluminato (Al com octeto completo, geometria tetraédrica). - Com excesso de
podem aparecer espécies como . - Existem também espécies gasosas de menor estequiometria (
) em condições especiais e numerosos complexos de coordenação.