Escreva a estrutura de Lewis de cada um dos seguintes compostos, diga qual é a forma e a hibridação de cada átomo central e se a espécie é polar ou apolar:
\mathrm{ClO}_{4}^{-}

Passo 1

O que o enunciado pede: escrever a estrutura de Lewis de \mathrm{ClO}_4^{-}, indicar a forma (geometria), a hibridação do átomo central e dizer se a espécie é polar ou apolar.
Informações dadas e relevantes: a espécie é o íon \mathrm{ClO}_4^{-}, contém 1 átomo de cloro e 4 átomos de oxigênio, e tem carga total -1. Não há mais dados no enunciado.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar a estrutura de Lewis). Vou somar os elétrons de valência de cada átomo e incluir o elétron extra devido à carga -1.
\begin{aligned} \text{Cl: }&7\\ \text{elétrons de valência} \\\ \text{O: }&4\times 6 = 24\\ \text{elétrons de valência} \\\ \text{carga }-1: &+1\\ \text{elétron} \end{aligned}éêéêé
Total de elétrons de valência disponíveis:
7 + 24 + 1 = 32\\ \text{elétrons}é
Explicação didática: aqui eu contei os elétrons que cada átomo “traz” para formar ligações ou pares isolados. Esse total \,32 é o que vamos distribuir na estrutura de Lewis entre ligações e pares livres.

Passo 3

Escolha do esqueleto: normalmente colocamos o átomo menos eletronegativo no centro. O cloro ( \mathrm{Cl}) fica no centro e os quatro oxigênios ( \mathrm{O}) ao redor, formando quatro ligações Cl–O.
Primeira tentativa: ligar \mathrm{Cl} a cada \mathrm{O} com ligações simples. Isso consome 4 ligações simples = 4\times 2 = 8 elétrons. Restam
32 - 8 = 24\\ \text{elétrons}é
para completar octetos nos oxigênios. Cada oxigênio ligado por ligação simples precisa de três pares (6 elétrons) para completar octeto; para quatro oxigênios isso consome exatamente 4\times 6 = 24 elétrons, então todos os elétrons são usados e todos os átomos têm octeto (o cloro tem 4 ligações, ou seja, 8 elétrons ao redor).
Descrição dessa estrutura (forma inicial): \mathrm{Cl} central ligado por quatro ligações simples a 4 \mathrm{O}, cada \mathrm{O} com três pares isolados (três pares = 6 elétrons). Essa estrutura corresponde a ter em cada oxigênio um par de elétrons que dá formalmente -1 em cada oxigênio — vamos calcular formalmente.

Passo 4

Cálculo de cargas formais da estrutura de ligação simples (para avaliar se este desenho é bom). Fórmula da carga formal (explicada):
\text{carga formal} = \text{(elétrons de valência do átomo)} - (\text{elétrons não ligados} + \tfrac{1}{2}\times\text{elétrons em ligações})éêáéãéçõ. Vou aplicar para \mathrm{O} e \mathrm{Cl}.
Para um oxigênio com ligação simples (tem 6 elétrons não ligados e 1 ligação com \mathrm{Cl}):
\text{FC(O)} = 6 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 6 - (6 + 1) = -1.
Para o cloro com quatro ligações simples (nenhum par isolado no desenho inicial):
\text{FC(Cl)} = 7 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 7 - 4 = +3.
Soma das cargas formais: 4\times(-1) + (+3) = -1, que coincide com a carga do íon, mas percebe-se que \mathrm{Cl} com +3 é uma grande carga positiva localizada — isso não é preferível porque o oxigênio é mais eletronegativo e tende a suportar carga negativa; devemos procurar estruturas de Lewis alternativas (ressonância) que diminuam magnitudes grandes de carga formal.

Passo 5

Usando ligações duplas para reduzir cargas formais e construir estruturas de ressonância: podemos formar ligações duplas \mathrm{Cl}= \mathrm{O} transferindo um par isolado de um oxigênio para formar uma dupla ligação, o que reduz a carga formal nos oxigênios e também reduz a carga formal extrema no cloro.
Um tipo de contribuinte de ressonância muito usado para \mathrm{ClO}_4^{-} é aquele que possui uma dupla ligação em apenas um dos oxigênios e três ligações simples nos outros três. Vamos calcular as cargas formais desse tipo de estrutura (uma dupla + três simples):
  • Oxigênio com dupla ligação: nonbonding = 4 elétrons (2 pares), ligação = 4 elétrons (dupla). Então
\text{FC(O double)} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4 + 2) = 0.
  • Cada oxigênio com ligação simples (como antes):
\text{FC(O single)} = -1.
  • Cloro com uma dupla + três simples: total de elétrons em ligações ao redor de \mathrm{Cl} = 4 + 3\cdot 2 = 10 elétrons de ligação (ou seja 5 pares atribuídos metade para o cloro), então
\text{FC(Cl)} = 7 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 10) = 7 - 5 = +2.
Soma das cargas: 1\times 0 + 3\times(-1) + (+2) = -1, correto.
Explicação didática sobre ressonância: podemos colocar a dupla ligação em qualquer um dos quatro oxigênios — isso gera quatro contribuidores de ressonância equivalentes. O verdadeiro íon é uma média (híbrido) desses contribuidores: a carga negativa está deslocalizada (delocalizada) sobre os quatro oxigênios e, portanto, cada ligação Cl–O tem caráter intermediário entre simples e dupla. O valor médio da ordem de ligação é
\text{ordem média} = \frac{2 + 1 + 1 + 1}{4} = \frac{5}{4} = 1{,}25.é
Observação sobre outras representações: existem também estruturas formais com duas ou três duplas etc., e até a representação com quatro duplas (todas \mathrm{Cl}=\mathrm{O}) é possível em termos de elétrons contados, mas os contribuidores de ressonância que colocam cargas negativas em oxigênios (e evitam colocar carga negativa em cloro) são energeticamente mais favoráveis porque o oxigênio é mais eletronegativo que o cloro. Portanto, o modelo de ressonância mais usado para explicar propriedades de \mathrm{ClO}_4^{-} é o conjunto de quatro estruturas com uma dupla em cada uma (em ressonância), levando à igualdade dos quatro ligantes.

Passo 6

Determinar geometria eletrônica e hibridação do átomo central: contamos o número de regiões de densidade eletrônica em torno do cloro (cada ligação simples ou dupla conta como uma região de densidade, pois a ressonância descreve ligações equivalentes).
Número de regiões de ligação ao redor de \mathrm{Cl}: 4 (quatro ligações Cl–O, independentemente de serem simples ou duplas em contribuidores individuais). Com 4 regiões de densidade, a geometria eletrônica é tetraédrica e a hibridação do átomo central é \mathrm{sp}^3.
Explicação didática sobre hibridação: hibridação \mathrm{sp}^3 significa que o orbital atômico do cloro que participa nas ligações é formado pela combinação de um orbital s e três orbitais p, originando quatro orbitais híbridos equivalentes direcionados aos vértices de um tetraedro, com ângulos aproximados de 109{,}5^\circ. Cada ligação Cl–O ocupa um desses híbridos.

Passo 7

Determinar polaridade (apolar/polar): cada ligação \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{O} é polar (oxigênio mais eletronegativo que cloro), então há dipolos individuais. Entretanto, na estrutura média (híbrido de ressonância) as quatro ligações são equivalentes e estão disponí-las espacialmente de forma tetraédrica simétrica. Vetorialmente, os momentos dipolares das quatro ligações se cancelam mutuamente em uma geometria tetraédrica perfeita, resultando em nenhum momento dipolar líquido. Portanto, do ponto de vista de distribuição de dipolo, a espécie é apolar (não-dipolar). Observação prática: é um íon (com carga -1), então ele tem carga global; quando o enunciado pergunta “polar ou apolar” normalmente refere-se ao momento dipolar — nesse sentido a molécula/íon é apolar por simetria.

Passo 8

Resumo e desenho mental da estrutura de Lewis (descrição textual do híbrido de ressonância): o híbrido de ressonância pode ser descrito assim — o cloro no centro ligado a quatro oxigênios formando um tetraedro; a carga negativa está deslocalizada sobre os quatro oxigênios, e cada ligação tem ordem média 1{,}25. Um contribuinte de ressonância (exemplo) é: uma dupla ligação \mathrm{Cl}=\mathrm{O} e três ligações simples \mathrm{Cl}-\mathrm{O}^{-} (cada \mathrm{O}^{-} com três pares isolados), e há quatro contribuidores equivalentes com a dupla em posições diferentes.

Resposta

Lewis: híbrido de ressonância com quatro contribuidores equivalentes — em cada contribuinte há uma \mathrm{Cl}=\mathrm{O} e três \mathrm{Cl}-\mathrm{O}^{-}; carga negativa deslocalizada sobre os quatro \mathrm{O}.
Forma (geometria): tetraédrica (ângulos ≈ 109{,}5^\circ).
Hibridação do átomo central: \mathrm{sp}^3.
Polaridade: apolar (momento dipolar resultante zero; carga total do íon = -1 está presente).

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