Desenhe passo a passo as estruturas de Lewis para as seguintes espécies:
ClO

Passo 1

O enunciado pede: desenhar a(s) estrutura(s) de Lewis para a espécie ClO (um par de átomos, cloro e oxigênio).
Informações dadas e que vamos usar:
  • Número de elétrons de valência: \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência; \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência.
  • Espécie neutra: somamos esses elétrons para obter o total disponível para a estrutura de Lewis.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo fundamental):
\text{Elétrons totais} = 7_{\mathrm{Cl}} + 6_{\mathrm{O}} = 13.é
Expliquei: isso significa que teremos 13 elétrons (ou seja, número ímpar) para distribuir como pares de ligação, pares isolados e possivelmente um elétron não pareado (radical).

Passo 3

Escolha do esqueleto e primeira ligação:
  • São dois átomos, então o esqueleto é simplesmente \mathrm{Cl}-\mathrm{O}.
  • Fazemos inicialmente uma ligação simples entre eles; essa ligação consome 2 elétrons.
  • Restam 13-2=11 elétrons para distribuir como pares isolados e possivelmente como um elétron solitário.

Passo 4

Regra prática para distribuir elétrons:
  • Primeiro coloque pares não ligantes no átomo mais eletronegativo (aqui \mathrm{O}), até completar o octeto quando possível.
  • Depois coloque o que resta no outro átomo.
  • Finalmente verifique cargas formais para escolher a estrutura mais razoável.
Vamos tentar duas distribuições plausíveis e comparar (é uma boa técnica na prova).
Opção A — elétron ímpar no cloro:
  • Atribuir a \mathrm{O} três pares isolados (6 elétrons) para tentar completar seu octeto. Isso usa 6 dos 11 restantes.
  • Restam 11-6=5 elétrons que caem no cloro: isso pode ser 2 pares (4 elétrons) + 1 elétron não pareado.
  • Contagem final por átomo:
    • \mathrm{O}: tem 3 pares não ligantes ( 6 e⁻) + 1 ligação ( 2 e⁻) → tem 8 e⁻ ao redor (octeto completo).
    • \mathrm{Cl}: tem 2 pares não ligantes ( 4 e⁻) + 1 elétron isolado ( 1 e⁻) + 1 ligação ( 2 e⁻) → total 7 e⁻ ao redor (radical no Cl).
  • Calculamos as cargas formais usando a fórmula abaixo.

Passo 5

Fórmula de carga formal — explicação didática:
A carga formal ( \text{CF}) de um átomo é dada por
\text{CF} = V - \bigl(N + \tfrac{B}{2}\bigr),
onde
  • V é o número de elétrons de valência do átomo isolado;
  • N é o número de elétrons não ligantes (pares + elétrons solitários) atribuídos a esse átomo na estrutura;
  • B é o número total de elétrons compartilhados em ligações ligados a este átomo (ou seja, duas vezes o número de ligações que o átomo participa).
Agora aplicamos a fórmula à Opção A:
  • Para \mathrm{Cl}: V=7, N=5 (4 em pares + 1 solitário), B=2 (uma ligação simples). Então \text{CF}_{\mathrm{Cl}} = 7 - (5 + \tfrac{2}{2}) = 7 - (5 +1) = +1.
  • Para \mathrm{O}: V=6, N=6, B=2. Então \text{CF}_{\mathrm{O}} = 6 - (6 + \tfrac{2}{2}) = 6 - (6 +1) = -1.
Resultado Opção A: cargas formais \mathrm{Cl}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}. Isso não é ótimo porque temos cargas formais diferentes (mas nem sempre impossível).

Passo 6

Opção B — elétron ímpar no oxigênio (outra forma plausível):
  • Depois da ligação simples, tentamos colocar mais pares no cloro primeiro (pois o cloro pode completar o octeto) e deixar o oxigênio com um elétron solitário.
  • Atribuímos ao \mathrm{Cl} três pares isolados ( 6 elétrons) — assim o cloro fica com octeto completo: 6 (pares) + 2 (ligação) = 8 e⁻ ao redor.
  • Ao \mathrm{O} restam 11-6=5 elétrons: isso corresponde a 2 pares isolados ( 4 e⁻) + 1 elétron solitário.
  • Contagem por átomo:
    • \mathrm{Cl}: 3 pares não ligantes ( 6 e⁻) + 1 ligação ( 2 e⁻) → 8 e⁻ (octeto).
    • \mathrm{O}: 2 pares não ligantes ( 4 e⁻) + 1 elétron solitário ( 1 e⁻) + 1 ligação ( 2 e⁻) → 7 e⁻ (radical no O).

Passo 7

Cálculo das cargas formais para a Opção B usando a mesma fórmula:
  • Para \mathrm{Cl}: V=7, N=6, B=2: \text{CF}_{\mathrm{Cl}} = 7 - (6 + \tfrac{2}{2}) = 7 - (6 +1) = 0.
  • Para \mathrm{O}: V=6, N=5 (inclui o elétron solitário), B=2: \text{CF}_{\mathrm{O}} = 6 - (5 + \tfrac{2}{2}) = 6 - (5 +1) = 0.
Resultado Opção B: cargas formais zero em ambos os átomos — isto é melhor do ponto de vista da regra de mínima carga formal.

Passo 8

Interpretação e escolha da estrutura preferida:
  • A Opção B dá cargas formais totais iguais a zero em ambos os átomos, e usa todos os 13 elétrons corretamente.
  • A Opção A resultou em cargas formais \mathrm{Cl}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}, portanto é menos provável do que a Opção B.
  • Conclusão: a estrutura de Lewis preferida para \mathrm{ClO} (neutra) é a Opção B — ligação simples \mathrm{Cl}-\mathrm{O}, com o elétron não pareado localizado no oxigênio.
Explicação física curta (modo de prova): escolhe-se a estrutura que minimiza as cargas formais e coloca o elétron não pareado no átomo que produz menor energia eletrônica global — aqui ambas as cargas formais ficam nulas na Opção B, então ela é a correta.

Passo 9

Descrição explícita da estrutura de Lewis preferida (como desenhar passo a passo na prova):
  1. Escreva \mathrm{Cl}-\mathrm{O}.
  2. Coloque três pares de pontos ao redor de \mathrm{Cl} (três pares isolados).
  3. Coloque dois pares de pontos ao redor de \mathrm{O} e mais um ponto solitário (o elétron não pareado).
  4. Verifique: total de elétrons usados = 2 (ligação) + 6 (pares no Cl) + 4 (dois pares no O) + 1 (elétron solitário no O) = 13.

Resposta

Cl–O com ligação simples; Cl com 3 pares de elétrons não ligantes; O com 2 pares de elétrons não ligantes e 1 elétron não pareado (radical).

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