Desenhe a estrutura de Lewis para as seguintes moléculas e íons:
(m) \mathrm{PCl}_{4}^{+}

Passo 1

O enunciado pede a estrutura de Lewis para o íon \mathrm{PCl}_{4}^{+}. Vamos usar conceitos de:
  • contagem de elétrons de valência;
  • distribuição de ligações e pares isolados para satisfazer octetos;
  • cálculo de cargas formais para verificar a estabilidade.

Passo 2

Contamos os elétrons de valência disponíveis:
– fósforo \mathrm{P} tem 5 elétrons de valência.
– cada cloro \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência, e há 4 átomos de cloro, totalizando 4\times7=28.
No total sem carga teríamos 5+28=33 elétrons, mas como é um íon com carga +1 perdemos 1 elétron, ficando
33 - 1 = 32\text{ elétrons}.é
Isso equivale a 32/2 =16 pares eletrônicos.

Passo 3

Montamos o esqueleto: o fósforo no centro e quatro ligações simples a cada cloro. Cada ligação simples usa 1 par de elétrons, então
16 \text{ pares totais} - 4 \text{ pares de ligação} = 12 \text{ pares restantes}.çã

Passo 4

Distribuímos os 12 pares restantes como pares isolados nos cloros, dando a cada \mathrm{Cl} exatamente 3 pares isolados (satisfazendo o octeto). Não restam pares para o fósforo, então ele fica apenas com as 4 ligações (8 elétrons ao redor).

Passo 5

Verificamos as cargas formais:
– em cada \mathrm{Cl}: 7 - 6 - 1 = 0;
– em \mathrm{P}: 5 - 0 - 4 = +1.
Portanto, a única carga do íon fica no fósforo, compatível com \mathrm{PCl}_{4}^{+}.

Resposta

A estrutura de Lewis de \mathrm{PCl}_{4}^{+} é
\begin{array}{c} :\!\mathrm{Cl}\!:\quad:\!\mathrm{Cl}\!:\\[6pt] \quad\\ \backslash\\ /\quad\\ /\\ \quad\\[-2pt] \quad\\ \mathrm{P}^{+}\quad\quad\\ \\[-2pt] \quad/ \\ \backslash\quad\\ \backslash\\[6pt] :\!\mathrm{Cl}\!:\quad:\!\mathrm{Cl}\!: \end{array}
onde cada \mathrm{Cl} possui três pares isolados (representados pelos dois pontos) e há uma carga positiva no fósforo.]

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