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

Passo 1

O enunciado pede para desenhar a estrutura de Lewis do íon \mathrm{PCl}_{4}^{+}.\n
Informações relevantes que temos:
  • Fórmula: \mathrm{PCl}_{4}^{+}.\n
  • Precisamos representar todos os pares de elétrons de ligação e os pares isolados (lone pairs) e indicar a carga formal do íon.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (etapa essencial para qualquer estrutura de Lewis). Vou somar os elétrons de valência de cada átomo e ajustar pela carga do íon.\n
  • Fósforo ( \mathrm{P}) tem 5 elétrons de valência: 5.\n
  • Cloro ( \mathrm{Cl}) tem 7 elétrons de valência; são 4 cloros: 4\times7=28.\n
    Somando: 5 + 28 = 33 elétrons.\n
    Como o íon tem carga +1, significa que perdemos 1 elétron: 33 - 1 = 32 elétrons no total para distribuir.\n
    Em pares: 32 elétrons correspondem a 16 pares de elétrons.

Passo 3

Escolher o esqueleto da molécula (quem fica no centro e quem fica nas extremidades).\n
  • Normalmente o átomo menos eletronegativo é o central; entre \mathrm{P} e \mathrm{Cl}, o fósforo ( \mathrm{P}) é menos eletronegativo. Então \mathrm{P} será o átomo central e os quatro \mathrm{Cl} ficam ligados a ele.

Passo 4

Colocar ligações simples primeiro e depois completar octetos dos átomos terminais.\n
  • Fazer quatro ligações simples \mathrm{P}\!-\!\mathrm{Cl}. Cada ligação usa 2 elétrons, então 4 ligações usam 4\times2=8 elétrons.\n
  • Restam 32-8=24 elétrons para distribuir como pares isolados.\n
  • Colocar pares isolados nos átomos terminais ( \mathrm{Cl}) para completar seus octetos. Cada cloro ligado por uma ligação precisa de 3 pares isolados (6 elétrons) para ter 8 elétrons no total.\n
  • Para os 4 cloros: 4\times6=24 elétrons — exatamente o que sobrava. Assim, cada \mathrm{Cl} fica com 3 pares isolados e 1 ligação ao \mathrm{P}.\n
  • O fósforo, após formar 4 ligações simples, tem 4 pares de elétrons de ligação (8 elétrons ao redor) e não precisa de pares isolados adicionais para satisfazer o octeto (aqui o octeto está satisfeito).

Passo 5

Verificar cargas formais para confirmar a melhor distribuição (e localizar a carga positiva do íon).\n
A fórmula da carga formal é:
\text{carga formal} = \text{eletrons de valência do átomo} - \text{eletrons não-ligantes} - \tfrac{1}{2}\times\text{eletrons de ligação}.êáãçã\n
Calcular para o fósforo ( \mathrm{P}):
\text{carga formal}(\mathrm{P}) = 5 - 0 - \tfrac{1}{2}\times(8) = 5 - 0 - 4 = +1.\n
(Calculamos \tfrac{1}{2}\times(8) porque o fósforo participa de 4 ligações, cada ligação tem 2 elétrons, totalizando 8 elétrons de ligação; metade deles são contabilizados para o átomo ao calcular carga formal.)\n
Calcular para cada cloro ( \mathrm{Cl}):
\text{carga formal}(\mathrm{Cl}) = 7 - 6 - \tfrac{1}{2}\times(2) = 7 - 6 - 1 = 0.\n
Portanto a carga +1 do íon está localizada no átomo de fósforo, como \mathrm{P}^{+}, e os cloros são neutros (formalmente 0). Isso confirma que a distribuição está correta.

Passo 6

Resumo da estrutura encontrada (descrição pronta para desenhar):\n
  • Átomo central: \mathrm{P}^{+} (carga formal +1).\n
  • Quatro ligações simples \mathrm{P}\!-\!\mathrm{Cl}.\n
  • Cada átomo de \mathrm{Cl} tem três pares isolados (três lone pairs) além da ligação com o \mathrm{P}.\n
  • O fósforo não tem pares isolados adicionais; sua camada de valência é preenchida pelas quatro ligações (8 elétrons ao redor do P).\n
    A geometria eletrônica/geométrica resultante é tetraédrica (quatro ligações simples ao redor do P), mas para a estrutura de Lewis o importante é mostrar as ligações e pares isolados.

Passo 7

Desenho final em forma de estrutura de Lewis (representando pares isolados com dois pontos : e mostrando a carga no fósforo).\n
\begin{array}{c} \,:\!\mathrm{Cl}\!:\\ \\\ \quad | \\\ :\!\mathrm{Cl}\!:\\\ -\\ \mathrm{P}^{+}\\\ -\\ :\!\mathrm{Cl}\!:\\\ \quad | \\\ \,:\!\mathrm{Cl}\!: \end{array}

Resposta

\begin{array}{c} \,:\!\mathrm{Cl}\!:\\ \\\ \quad | \\\ :\!\mathrm{Cl}\!:\\\ -\\ \mathrm{P}^{+}\\\ -\\ :\!\mathrm{Cl}\!:\\\ \quad | \\\ \,:\!\mathrm{Cl}\!: \end{array}

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