Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas e íons, para cada um deles, calcule a carga formal de cada átomo. Quando possível mostre mais de uma estrutura possível e qual delas deve ser a real. Se for o caso, indique se a molécula apresenta ressonância e qual é o híbrido de ressonância dessa molécula. Para todas as espécies, faça a representação espacial pela teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR).
\mathrm{PO}_{4}{ }^{3-}

Passo 1

Temos o íon fosfato \mathrm{PO}_4^{3-}. O fósforo fica no centro, ligado a quatro oxigênios. Precisamos desenhar a estrutura de Lewis, calcular a carga formal de cada átomo, mostrar possíveis estruturas de ressonância e indicar o híbrido, e por fim determinar a geometria pelo modelo VSEPR.

Passo 2

Calcular o número total de elétrons de valência:
\underbrace{5}_{\mathrm{P}} + \underbrace{6\times 4}_{4\,\mathrm{O}} + \underbrace{3}_{\text{carga }-3} = 5 + 24 + 3 = 32\text{ elétrons.}é

Passo 3

Montar o esqueleto: o átomo de \mathrm{P} no centro faz quatro ligações simples, uma para cada \mathrm{O}.

Passo 4

Distribuir os elétrons restantes para completar octetos:
Ligação simples usa 2 elétrons, quatro ligações gastam 4\times 2 = 8 elétrons. Sobram 32-8=24, que colocamos como pares isolados nos quatro oxigênios (6 elétrons em cada). Todos os oxigênios têm agora octeto completo; o fósforo tem apenas 8 elétrons, mas pode expandir octeto.

Passo 5

Calcular a carga formal na estrutura só com ligações simples:
\mathrm{FC}(\mathrm{O}) = 6 - \bigl(6_{\text{não lig.}} + \tfrac{2_{\text{lig.}}}{2}\bigr) = 6 - 7 = -1,ã
\mathrm{FC}(\mathrm{P}) = 5 - \bigl(0_{\text{não lig.}} + \tfrac{8_{\text{lig.}}}{2}\bigr) = 5 - 4 = +1.ã
Cada oxigênio fica com -1 e o fósforo com +1, soma total -3.

Passo 6

Para reduzir cargas formais, fazemos expansão de octeto no fósforo e convertemos um par isolado de um oxigênio em dupla ligação \mathrm{P}= \mathrm{O}. Nessa estrutura:
\mathrm{FC}(\mathrm{O}_{\text{dupla}}) = 6 - \bigl(4 + \tfrac{4}{2}\bigr) = 6 - 6 = 0,
\mathrm{FC}(\mathrm{O}_{\text{simples}}) = 6 - \bigl(6 + \tfrac{2}{2}\bigr) = -1,
\mathrm{FC}(\mathrm{P}) = 5 - \bigl(0 + \tfrac{10}{2}\bigr) = 5 - 5 = 0.
Ficamos com três oxigênios com carga -1, um oxigênio neutro (dupla) e fósforo neutro, somando -3.

Passo 7

Há quatro formas equivalentes de escolher qual oxigênio faz dupla ligação. Logo, o íon apresenta ressonância entre essas quatro estruturas. O híbrido de ressonância tem todas as quatro ligações \mathrm{P–O} com ordem de ligação média
\frac{1\,(\text{dupla}) + 3\times 1\,(\text{simples})}{4} = 1,25,
e a carga -3 igualmente delocalizada, ou seja, cada oxigênio carrega em média -\tfrac{3}{4}.

Passo 8

Pelo VSEPR, o átomo central \mathrm{P} tem quatro pares ligantes e nenhum par isolado (AX _4), resultando em geometria tetraédrica com ângulos aproximados de 109,5^\circ.

Resposta

A estrutura real é o híbrido de ressonância de quatro formas em que \mathrm{P} está ligado a quatro \mathrm{O} em arranjo tetraédrico. Cada enlace \mathrm{P–O} tem ordem de ligação 1,25, o fósforo tem carga formal 0 e cada oxigênio carrega em média -\tfrac{3}{4}. A geometria é tetraédrica ( \approx109,5^\circ).

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