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{ClF}_{3}

Passo 1

O enunciado pede a estrutura de Lewis de \mathrm{ClF}_3, o cálculo de carga formal em cada átomo, a avaliação de possíveis formas de ressonância e, por fim, a geometria molecular segundo a teoria VSEPR. Aqui o conteúdo envolve distribuição de elétrons de valência, carga formal e arranjo espacial em moléculas hipervalentes.

Passo 2

Calculemos os elétrons de valência disponíveis. O cloro tem 7 elétrons de valência e cada flúor tem 7, logo
7 + 3\times7 = 7 + 21 = 28\text{ elétrons.}é

Passo 3

Escolha do esqueleto: o átomo menos eletronegativo (Cl) fica no centro, ligado aos três átomos de F por ligações simples. Cada ligação simples usa 2 elétrons.

Passo 4

Distribuição dos pares isolados:
– elétrons usados em ligações: 3\times2 = 6 elétrons;
– elétrons restantes: 28 - 6 = 22 elétrons, ou seja, 11 pares isolados.
Cada átomo de flúor completa seu octeto com 3 pares isolados ( 3\times3\times2=18 elétrons), sobrando 4 elétrons ( 2 pares) que vão todos para o Cl.
Assim a estrutura de Lewis final é:
– Cl no centro com três ligações Cl–F;
– cada F com 3 pares isolados;
– Cl com 2 pares isolados extras.

Passo 5

Vamos desenhar esquematicamente a estrutura (os pares isolados em Cl estão em equatorial e não aparecem bem num desenho linear):
\begin{array}{c} :F\\\ \mid\\\ :F - Cl - F:\\\ \quad\quad\text{(dois pares isolados em Cl)} \end{array}
onde cada “ \!:\!” representa um par de elétrons.

Passo 6

Cálculo de carga formal em cada átomo usando
\text{CF} = V - (L + \tfrac{B}{2})
em que V é elétrons de valência livres, L pares isolados e B elétrons ligados.
– Para cada F: V=7, L=6 elétrons em pares isolados, B=2 em uma ligação.
\text{CF}_F = 7 - (6 + \tfrac{2}{2}) = 7 - 7 = 0.
– Para Cl: V=7, L=4 elétrons isolados, B=6 elétrons de três ligações.
\text{CF}_{Cl} = 7 - (4 + \tfrac{6}{2}) = 7 - (4 + 3) = 0.
Todas as cargas formais são zero.

Passo 7

Quanto a ressonância, não há outra forma de dispor ligações e pares isolados sem criar cargas formais, pois Cl já expande octeto. Logo, não se aplica ressonância e o híbrido é simplesmente esta única estrutura.

Passo 8

Geometria segundo VSEPR: o Cl tem 5 regiões de densidade eletrônica ( 3 ligações +2 pares isolados), distribuição eletrônica trigonal bipiramidal. Os dois pares isolados ocupam posições equatoriais (menor repulsão), restando três ligações: duas no eixo axial e uma em posição equatorial. A forma molecular resultante é “T-shaped” (em T).

Resposta

A estrutura de Lewis de \mathrm{ClF}_3 tem Cl no centro com três ligações simples a F e dois pares isolados em posição equatorial. Todas as cargas formais são zero. Não há ressonância relevante e a geometria molecular é T-shaped, derivada de uma geometria eletrônica trigonal bipiramidal com pares isolados equatoriais.

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