Escreva a estrutura de Lewis; (b) dê as fórmulas VSEPR, (c) os arranjos de elétrons e (c) as formas geométricas de cada molécula abaixo.
(1) \mathrm{BrIF}^{-}
(2) \mathrm{CH}_{4}
(3) \mathrm{Cl}_{2} \mathrm{O}
(4) \mathrm{ClF}_{3}
(5) \mathrm{PCl}_{4} \mathrm{~F}

Passo 1

O enunciado pede, para cada uma das moléculas/íons listados, que eu forneça: (a) a estrutura de Lewis; (b) a fórmula VSEPR (no estilo AX_nE_m); (c) o arranjo de elétrons (electron-domain geometry); e (d) a forma molecular (molecular geometry). Os compostos pedidos são:
\mathrm{(1)\\ BrIF^{-}}, \mathrm{(2)\\ CH_{4}}, \mathrm{(3)\\ Cl_{2}O}, \mathrm{(4)\\ ClF_{3}} e \mathrm{(5)\\ PCl_{4}F}.
Aqui estão as informações dadas que vou usar: os números de elétrons de valência usuais para átomos (H: 1; C: 4; P: 5; O: 6; F, Cl, Br, I: 7); e a carga do íon \mathrm{BrIF^{-}} (uma carga negativa extra). Não há figuras adicionais. A resolução seguirá calculando elétrons de valência, montando a estrutura de Lewis, determinando domínios eletrônicos (pares ligantes e pares solitários), usando a notação AX_nE_m e identificando geometria eletrônica e geométrica.

Passo 2

Antes de desenhar cada estrutura: pequena aula prática sobre método (bem mastigada).
  1. Contagem de elétrons de valência: some os elétrons de valência de cada átomo e some/subtraia elétrons se houver carga (para íon negativo, some elétrons; para íon positivo, subtraia).
  2. Construção da estrutura de Lewis (passos):
    • Coloque o átomo central (geralmente o menos eletronegativo, exceto H).
    • Conecte átomos por ligações simples (cada ligação usa 2 elétrons).
    • Distribua os elétrons restantes como pares não-ligantes (lone pairs) primeiro nos átomos externos para completar seus octetos (ou duetos para H), depois no átomo central.
    • Se necessário para completar octetos, converta pares isolados em ligações duplas/triplas; para elementos do período 3 ou maior (P, S, Cl, Br, I) é permitido expandir o octeto.
  3. Cálculo de carga formal (opcional para verificar): usar fórmula
\text{Carga formal} = V - \bigl(N_{\text{não-ligantes}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{ligantes}}\bigr),ã
onde V é o número de elétrons de valência livres do átomo.
4. VSEPR e notação AX_nE_m:
  • A = átomo central; X_n = número de átomos ligados (pares ligantes); E_m = número de pares não-ligantes no átomo central.
  • Contar “domínios eletrônicos” = n+m.
  • Tabela rápida de geometria eletrônica (domínios \to geometria eletrônica): 2 \to \text{linear},\quad 3\to\text{trigonal planar},\quad 4\to\text{tetraédrica},\quad 5\to\text{trigonal bipiramidal}.é
  • A geometria molecular (forma) depende de quantos dos domínios são pares isolados; por exemplo, para 5 domínios: AX_2E_3 é linear, AX_3E_2 é em “T” (T-shaped), AX_4E_1 é bipiramidal com um par isolante etc.
  1. Regra prática sobre pares isolantes: eles ocupam posições que minimizam repulsão (em geometria trigonal bipiramidal pares preferem posições equatoriais).
Agora aplico isso passo a passo a cada composto.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência: \text{Br: }7,\quad \text{I: }7,\quad \text{F: }7,\quad \text{carga }-1 \Rightarrow +1\\ \text{elétron}.éSoma total: 7+7+7+1 = 22\\ \text{elétrons de valência}.éê
  2. Escolha do átomo central: entre \mathrm{Br}, \mathrm{I}, \mathrm{F}, o menos eletronegativo é \mathrm{I}, então \mathrm{I} será central. Esqueleto proposto: \mathrm{Br}-\mathrm{I}-\mathrm{F}.
  3. Colocando ligações simples: duas ligações simples usam 2\times 2 = 4 elétrons. Restam 22-4=18 elétrons para pares não-ligantes.
  4. Completar os octetos dos átomos externos primeiro:
    • \mathrm{Br} recebe 3 pares (6 elétrons).
    • \mathrm{F} recebe 3 pares (6 elétrons).
      Isso usa 6+6=12 elétrons; restam 18-12=6 elétrons.
  5. Os 6 elétrons restantes viram 3 pares no átomo central \mathrm{I}. Resultado: \mathrm{I} tem 2 ligações + 3 pares não-ligantes (total de 5 pares ao redor de \mathrm{I}, ou 10 elétrons, expandindo o octeto — permitido para iodo).
  6. Estrutura de Lewis final (descrição): ligação linear Br—I—F, com 3 pares não-ligantes em cada \mathrm{Br} e \mathrm{F}, e 3 pares não-ligantes no \mathrm{I}. A carga negativa reside formalmente em \mathrm{I} (carga formal -1).
  7. Verificação formal de cargas (curta): para \mathrm{I}, V=7, não-ligantes =6, elétrons em ligações atribuídos =2\Rightarrow carga formal =7-(6+1)= -1. \mathrm{Br} e \mathrm{F} ficam neutros.

Passo 4

  1. No átomo central \mathrm{I}: número de pares ligantes =2 (Br e F), número de pares não-ligantes =3.
    Portanto a notação AXE é \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_3.
  2. Domínios eletrônicos =2+3=5 \Rightarrow geometria eletrônica = trigonal bipiramidal.
  3. Para AX_2E_3 (três pares isolantes), os três pares ocupam as posições equatoriais e os dois átomos ligados ficam em posições axiais opostas — isso dá uma geometria molecular linear.
  4. Conclusão: arranjo de elétrons = trigonal bipiramidal; forma molecular = linear; ângulo de ligação entre Br e F = 180^\circ.

Passo 5

  1. Contagem de elétrons de valência: \text{C: }4,\quad \text{H: }1\times 4 =4 \Rightarrow\\ \text{total }4+4=8\\ \text{elétrons}.é
  2. Estrutura inicial: átomo central \mathrm{C} ligado a quatro \mathrm{H} por quatro ligações simples. Cada ligação usa 2 elétrons, total 4\times 2=8 elétrons — todos usados.
  3. Não sobram pares não-ligantes para nenhum átomo (H tem duetos formados pelas ligações; C tem 4 ligações e nenhum par isolante).
  4. Estrutura de Lewis: \mathrm{H}-\mathrm{C}- com quatro ligações single formando um tetraedro.

Passo 6

  1. No átomo central \mathrm{C}: 4 pares ligantes e 0 pares não-ligantes \Rightarrow notação \mathrm{AX}_4\mathrm{E}_0.
  2. Domínios eletrônicos =4 \Rightarrow geometria eletrônica = tetraédrica.
  3. Como não há pares isolantes, a geometria molecular também é tetraédrica, com ângulos de ligação \approx 109{,}5^\circ.

Passo 7

  1. Contagem de elétrons de valência: \text{O: }6,\quad \text{Cl: }7\times 2 =14 \Rightarrow\\ \text{total }6+14=20\\ \text{elétrons}.é
  2. Escolha do átomo central: oxigênio é menos eletronegativo que cloro? Na prática em \mathrm{Cl_2O} o átomo central é \mathrm{O} ligado a dois \mathrm{Cl} (estrutura conhecida: \mathrm{Cl}-\mathrm{O}-\mathrm{Cl}).
  3. Colocando ligações simples: duas ligações usam 4 elétrons; sobrando 20-4=16 elétrons.
  4. Completar octetos dos átomos externos ( \mathrm{Cl}): cada \mathrm{Cl} recebe 3 pares (6 elétrons), total 12 usados; sobram 16-12=4 elétrons.
  5. Colocar os 4 elétrons restantes como dois pares não-ligantes no \mathrm{O}. Assim \mathrm{O} tem 2 ligações + 2 pares não-ligantes (octeto completo).
  6. Estrutura de Lewis: \mathrm{Cl}-\mathrm{O}-\mathrm{Cl}, com cada \mathrm{Cl} tendo 3 pares não-ligantes e \mathrm{O} com 2 pares não-ligantes. Cargas formais todas zero.

Passo 8

  1. No átomo central \mathrm{O}: pares ligantes =2, pares não-ligantes =2.
    Notação: \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_2.
  2. Domínios eletrônicos =4 \Rightarrow geometria eletrônica = tetraédrica.
  3. Com dois pares isolantes, a geometria molecular é “angular” (bent). O ângulo de ligação será menor que o tetraédrico ideal ( 109{,}5^\circ) devido à repulsão adicional dos pares não-ligantes (para comparação, em \mathrm{H_2O} é \approx 104{,}5^\circ).

Passo 9

  1. Contagem de elétrons de valência: \text{Cl: }7,\quad \text{F: }7\times 3 =21 \Rightarrow\\ \text{total }7+21=28\\ \text{elétrons}.é
  2. Átomo central: \mathrm{Cl} (menos eletronegativo que \mathrm{F}). Esqueleto: \mathrm{F}-\mathrm{Cl}-\mathrm{F} com mais uma \mathrm{F} ligada (três ligações).
  3. Colocando 3 ligações simples: usam 6 elétrons; restam 28-6=22 elétrons.
  4. Completar octetos dos \mathrm{F}: cada \mathrm{F} recebe 3 pares (6 elétrons), total 3\times 6=18 elétrons; restam 22-18=4 elétrons.
  5. Os 4 elétrons restantes formam 2 pares não-ligantes no átomo central \mathrm{Cl}.
  6. Estrutura de Lewis: \mathrm{Cl} com três ligações a \mathrm{F} e dois pares não-ligantes. Todas as cargas formais zero.

Passo 10

  1. No átomo central \mathrm{Cl}: pares ligantes =3, pares não-ligantes =2.
    Notação: \mathrm{AX}_3\mathrm{E}_2.
  2. Domínios eletrônicos =5 \Rightarrow geometria eletrônica = trigonal bipiramidal.
  3. Em AX_3E_2 os dois pares isolantes ocupam posições equatoriais (onde a repulsão é menor), deixando os três átomos \mathrm{F} com uma disposição que resulta na forma molecular denominada “T-shaped” (em forma de T). Ângulos entre ligações aproximadamente 90^\circ e 180^\circ conforme posições axial/equatorial.

Passo 11

  1. Contagem de elétrons de valência: \text{P: }5,\quad \text{Cl: }7\times 4 =28,\quad \text{F: }7 \Rightarrow\\ \text{total }5+28+7=40\\ \text{elétrons}.é
  2. Átomo central: \mathrm{P} (menos eletronegativo que os halogênios). Esqueleto: \mathrm{Cl},\mathrm{Cl},\mathrm{Cl},\mathrm{Cl},\mathrm{F} todos ligados ao P (5 ligações).
  3. Colocando 5 ligações simples: usam 5\times 2=10 elétrons; restam 40-10=30 elétrons.
  4. Distribuir pares nos átomos externos: são 5 átomos halogênios, cada um precisa de 3 pares (6 elétrons), total 5\times 6 =30 elétrons — usam exatamente os 30 restantes.
  5. Não sobram pares para o \mathrm{P}: 0 pares não-ligantes no central. Estrutura de Lewis: \mathrm{P} com 5 ligações simples (aqui \mathrm{P} expande o octeto, permitido no período 3).
  6. Verificação de cargas formais: todos zero (P com 5 ligações, V=5, não-ligantes 0, elétrons de ligação/2 =5 \Rightarrow carga 0).

Passo 12

  1. No átomo central \mathrm{P}: pares ligantes =5, pares não-ligantes =0.
    Notação: \mathrm{AX}_5\mathrm{E}_0.
  2. Domínios eletrônicos =5 \Rightarrow geometria eletrônica = trigonal bipiramidal.
  3. Sem pares isolantes, a geometria molecular é também trigonal bipiramidal. Observação: como os ligantes não são idênticos ( \mathrm{Cl} vs \mathrm{F}), na prática há preferências por posições axiais/equatoriais para minimizar repulsões e efeitos estéricos, mas a forma básica é trigonal bipiramidal.

Resposta

(1) Estrutura de Lewis: \mathrm{Br}-\mathrm{I}-\mathrm{F} com três pares não-ligantes em \mathrm{Br}, três em \mathrm{F} e três em \mathrm{I} (carga formal -1 no \mathrm{I}); VSEPR: \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_3; arranjo de elétrons: trigonal bipiramidal; forma molecular: linear.
(2) Estrutura de Lewis: \mathrm{H}-\mathrm{C}- (quatro ligações simples a \mathrm{H}, sem pares não-ligantes); VSEPR: \mathrm{AX}_4\mathrm{E}_0; arranjo de elétrons: tetraédrico; forma molecular: tetraédrica ( \approx 109{,}5^\circ).
(3) Estrutura de Lewis: \mathrm{Cl}-\mathrm{O}-\mathrm{Cl} com cada \mathrm{Cl} tendo três pares não-ligantes e \mathrm{O} com dois pares não-ligantes; VSEPR: \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_2; arranjo de elétrons: tetraédrico; forma molecular: angular (bent).
(4) Estrutura de Lewis: \mathrm{F}-\mathrm{Cl}-\mathrm{F} (três \mathrm{F} ligados) com dois pares não-ligantes no \mathrm{Cl}; VSEPR: \mathrm{AX}_3\mathrm{E}_2; arranjo de elétrons: trigonal bipiramidal; forma molecular: T-shaped (em T).
(5) Estrutura de Lewis: \mathrm{P} ligado a quatro \mathrm{Cl} e um \mathrm{F} (cinco ligações simples, sem pares não-ligantes no \mathrm{P}); VSEPR: \mathrm{AX}_5\mathrm{E}_0; arranjo de elétrons: trigonal bipiramidal; forma molecular: trigonal bipiramidal.

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