Desenhe as estruturas de Lewis para os seguintes compostos e calcule as cargas formais para todos os átomos:
\quad \mathrm{ClO}_{2}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para o íon \mathrm{ClO}_{2}^-:
  • Desenhar as estruturas de Lewis (i.e., mostrar como os átomos estão ligados e onde estão os pares de elétrons não ligantes).
  • Calcular as cargas formais para todos os átomos em cada estrutura.
Informações que o enunciado dá (implícitas):
  • Átomos presentes: um átomo de \mathrm{Cl} e dois átomos de \mathrm{O}.
  • Carga total do íon: -1.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar Lewis).
  • \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência.
  • Cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência, então dois \mathrm{O} têm 2\times6=12.
  • O íon tem carga -1, isto é, há 1 elétron extra.
    Somando:
7 + 12 + 1 = 20.
Portanto o total de elétrons de valência a distribuir é \,20 elétrons (ou 10 pares de elétrons).

Passo 3

Escolha da conectividade (como ligar os átomos). Regra prática: átomo menos eletronegativo entre os ligados costuma ficar no centro; aqui o cloro ( \mathrm{Cl}) fica no centro e os dois \mathrm{O} ficam ligados a ele:
\mathrm{O} - \mathrm{Cl} - \mathrm{O}.
Agora vamos distribuir os 20 elétrons de valência em forma de ligações e pares solitários.

Passo 4

Começar colocando ligações simples entre \mathrm{Cl} e cada \mathrm{O}. Cada ligação simples consome 2 elétrons.
  • Duas ligações simples usam 2\times2 = 4 elétrons.
    Restam 20-4 = 16 elétrons para colocar como pares não ligantes.

Passo 5

Completar os octetos dos oxigênios primeiro (regra usual: completar átomos externos antes do central).
  • Cada \mathrm{O} precisa de 8 elétrons ao redor. Cada já participa com 1 ligação (2 elétrons), então precisa de mais 6 elétrons (3 pares) para completar o octeto se ficar com ligação simples.
  • Se dermos 3 pares a cada \mathrm{O}, usamos 2 \times 6 = 12 elétrons.
    Restam 16-12 = 4 elétrons, que colocamos no átomo central ( \mathrm{Cl}) como pares não ligantes.
Agora a distribuição seria:
  • Cada \mathrm{O} com ligação simples tem 3 pares (6 e⁻) + 1 ligação (2 e⁻) = octeto completo.
  • \mathrm{Cl} tem 2 pares não ligantes (4 e⁻) + 2 ligações simples (4 e⁻ compartilhados) → ao redor do \mathrm{Cl} 10 elétrons (expansão do octeto possível para elementos do 3º período).
Essa configuração respeita a contagem de elétrons. Mas precisamos verificar as cargas formais e ver se é possível melhorar (reduzir separação de cargas) formando ligações duplas.

Passo 6

Cálculo de cargas formais na configuração com duas ligações simples (antes de considerar dupla):
A fórmula que usaremos é
\text{Carga formal (FC)} = V - N - \frac{B}{2},
onde
  • V = elétrons de valência do átomo isolado,
  • N = elétrons não ligantes (pares solitários) no átomo na estrutura,
  • B = elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (todos os elétrons de ligação, contando ambos os elétrons de cada ligação).
Calculemos para cada átomo nesta configuração:
  • Para cada \mathrm{O} ligado por ligação simples: V=6, N=6 (3 pares), B=2 (uma ligação simples =2 elétrons).
\text{FC}(\mathrm{O}_{\text{simples}})=6-6-\frac{2}{2}=6-6-1=-1.
Cada oxigênio com ligação simples teria carga formal -1. Isso daria carga total -2 somada às duas O, e a soma com Cl deveria ser -1 (mas vamos checar Cl):
  • Para \mathrm{Cl}: V=7, N=4 (2 pares), B=4 (duas ligações simples \Rightarrow 2\times2=4 elétrons).
\text{FC}(\mathrm{Cl})=7-4-\frac{4}{2}=7-4-2=1.
Portanto nessa configuração: cada \mathrm{O} tem -1 (dois O → -2), \mathrm{Cl} tem +1. Soma de cargas = -2)+1=-1, que coincide com a carga total do íon. No entanto, separar carga negativa sobre dois átomos de oxigênio e ter \mathrm{Cl}^{+1} não é ideal eletronegatividade-wise: preferimos que a carga negativa fique em átomos mais eletronegativos (o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro, então oxigênios carregando carga negativa é aceitável). Ainda assim, podemos frequentemente melhorar a distribuição reduzindo cargas formais através de ligações duplas.

Passo 7

Examinar possibilidade de formar uma dupla ligação entre \mathrm{Cl} e um \mathrm{O} para reduzir a separação de cargas. Se formarmos uma ligação dupla com um dos \mathrm{O}, sorteamos um par de elétrons não ligantes desse oxigênio para formar a ligação com o cloro.
Nova configuração proposta: um \mathrm{O} com ligação dupla (e, portanto, 2 pares não ligantes), o outro \mathrm{O} com ligação simples (3 pares não ligantes). \mathrm{Cl} terá ainda 2 pares não ligantes (como antes)? Vamos checar contagem de elétrons para garantir que permanecem 20 elétrons no total:
  • Ligações: uma dupla (4 e⁻) + uma simples (2 e⁻) = 6 e⁻;
  • Oxigênios: duplo-bond O tem 2 pares = 4 e⁻; simples-bond O tem 3 pares = 6 e⁻;
  • Restam 20 - (6 + 4 + 6) = 4 e⁻ para colocar no cloro → dois pares no \mathrm{Cl}.
    Tudo fechado; esta é uma estrutura válida.

Passo 8

Calcular cargas formais para essa estrutura com uma dupla e uma simples:
Use a mesma fórmula \text{FC} = V - N - \dfrac{B}{2}.
  1. Oxigênio com ligação dupla:
  • V=6,
  • N=4 (2 pares),
  • B=4 (ligação dupla = 4 elétrons).
\text{FC}(\mathrm{O}_{\text{dupla}})=6-4-\frac{4}{2}=6-4-2=0.
  1. Oxigênio com ligação simples:
  • V=6,
  • N=6 (3 pares),
  • B=2.
\text{FC}(\mathrm{O}_{\text{simples}})=6-6-\frac{2}{2}=6-6-1=-1.
  1. Cloro:
  • V=7,
  • N=4 (2 pares no \mathrm{Cl}),
  • B=6 (uma ligação dupla = 4 elétrons + uma simples = 2 elétrons, total 6 elétrons de ligação).
\text{FC}(\mathrm{Cl})=7-4-\frac{6}{2}=7-4-3=0.
Soma das cargas: 0 + (-1) + 0 = -1, que é a carga total do íon. Essa distribuição é melhor do que a anterior no sentido de ter menos separação de cargas (apenas um oxigênio carrega -1, cloro neutro) e coloca a carga negativa em oxigênio (mais eletronegativo) — portanto é uma estrutura mais favorável.

Passo 9

Ressonância: os dois oxigênios são idênticos em química do íon (indistinguíveis). Logo existem duas estruturas de Lewis equivalentes de ressonância:
  • Uma em que o oxigênio da esquerda faz dupla ligação e o da direita é simples com carga -1.
  • Outra em que o oxigênio da direita faz dupla ligação e o da esquerda é simples com carga -1.
No híbrido de ressonância a carga negativa está deslocalizada sobre os dois oxigênios; cada oxigênio tem, no híbrido, carga formal intermediária (aproximadamente -\tfrac{1}{2} em termos do híbrido), e as ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O} têm caráter intermediário entre simples e dupla.
Nota adicional (opcional mas útil para prova): existe também uma representação com duas duplas \mathrm{O}=\mathrm{Cl}=\mathrm{O} e carga formal -1 no cloro (i.e., \mathrm{Cl}^{-1} e ambos \mathrm{O} neutros). Essa forma respeita contagem de elétrons mas é energeticamente menos favorecida porque coloca carga negativa no cloro (menos eletronegativo) em vez do oxigênio. Portanto ela contribui pouco para o híbrido de ressonância.

Passo 10

Resumo final preparado para conferência: as estruturas principais de Lewis são duas formas de ressonância equivalentes em que o cloro está ligado a um oxigênio por ligação dupla (oxigênio neutro) e ao outro por ligação simples (oxigênio com carga formal -1). O cloro tem carga formal 0 em essas estruturas, os oxigênios têm 0 (o que é duplamente ligado) e -1 (o que está ligado simples). No híbrido de ressonância a carga negativa está deslocalizada sobre os dois oxigênios.

Resposta

Estruturas de ressonância principais:
\mathrm{O}=\mathrm{Cl}-\mathrm{O}^{-} e \mathrm{O}^{-}-\mathrm{Cl}=\mathrm{O}.
Cargas formais (em cada uma das estruturas mostradas):
\mathrm{Cl}:0, \mathrm{O\\ (dupla)}:0, \mathrm{O\\ (simples)}:-1.

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