Escreva a estrutura de Lewis de cada um dos seguintes compostos, diga qual é polar ou apolar:
\mathrm{ClO}_{4}^{-}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para o íon \mathrm{ClO}_{4}^{-}:
  • Escrever a(s) estrutura(s) de Lewis do íon.
  • Dizer se a espécie é polar ou apolar.
Informações importantes fornecidas / que vamos usar:
  • Cada átomo de cloro \mathrm{Cl} tem \,7\, elétrons de valência.
  • Cada átomo de oxigênio \mathrm{O} tem \,6\, elétrons de valência.
  • A carga do íon é -1, ou seja, há um elétron extra no total.
  • Portanto, o total de elétrons de valência disponíveis é
7 + 4\cdot 6 + 1 = 32.

Passo 2

Montagem inicial da estrutura de Lewis (passo a passo prático).
  • Coloca-se o átomo menos eletronegativo (aqui \mathrm{Cl}) no centro e os quatro \mathrm{O} ao redor, ligados por ligações simples.
  • Cada ligação simples consome 2 elétrons. Com 4 ligações simples usamos 4\cdot 2 = 8 elétrons.
  • Restam 32-8=24 elétrons. Esses 24 elétrons são colocados como pares isolados nas extremidades (preferencialmente completando o octeto dos oxigênios).
  • Colocando 3 pares isolados ( 6 elétrons) em cada oxigênio usamos exatamente 4\cdot 6=24 elétrons e todos os oxigênios têm octeto completo.
Resultado da montagem inicial: cada oxigênio ligado por uma única ligação tem 3 pares isolados e cada ligação \mathrm{Cl}-\mathrm{O} é simples.

Passo 3

Verificação de cargas formais na estrutura inicial e introdução do conceito de carga formal.
  • Fórmula para carga formal:
\text{FC} = 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 isolados) no átomo na estrutura, e B é o número total de elétrons de ligação (em pares contados como elétrons, não como pares) que envolvem esse átomo.
  • Para cada oxigênio com ligação simples: V=6, N=6 elétrons (três pares) e B=2 elétrons na ligação; assim
\text{FC}_\mathrm{O}=6-(6+\tfrac{2}{2})=6-(6+1)=-1.
  • Para o cloro central com 4 ligações simples: V=7, N=0, B=8 (quatro ligações \times 2 elétrons cada), então
\text{FC}_\mathrm{Cl}=7-(0+\tfrac{8}{2})=7-4=+3.
  • Soma das cargas formais: 4\cdot(-1)+(+3)=-1, que coincide com a carga do íon, mas as cargas formais são grandes (valores absolutos grandes) — sinal de que a estrutura pode ser melhorada.

Passo 4

Melhorando a estrutura: redução das cargas formais por formação de ligações múltiplas.
  • Podemos converter pares isolados dos oxigênios em pares de ligação (duplas) com o cloro para reduzir cargas formais nos oxigênios e diminuir a energia da estrutura.
  • Exemplos de possibilidades e suas cargas formais (resumidamente):
    • Mantendo 4 ligações simples: \text{FC}_\mathrm{Cl}=+3, cada \mathrm{O}=-1.
    • Fazendo 2 ligações duplas e 2 simples: \text{FC}_\mathrm{Cl}=+1, dois \mathrm{O}=0, dois \mathrm{O}=-1.
    • Fazendo 3 ligações duplas e 1 simples: \text{FC}_\mathrm{Cl}=0, três \mathrm{O}=0, um \mathrm{O}=-1.
    • Fazendo 4 ligações duplas: \text{FC}_\mathrm{Cl}=-1, quatro \mathrm{O}=0.
  • Critério prático: escolhe-se a(s) estrutura(s) que minimizam a soma dos valores absolutos das cargas formais. As duas últimas opções (3 duplas + 1 simples ou 4 duplas) têm soma de valores absolutos igual a 1, que é mínima possível dado que a carga total do íon é -1.

Passo 5

Ressonância: como representar corretamente \mathrm{ClO}_{4}^{-}.
  • A realidade eletrônica do íon é melhor descrita como um híbrido de ressonância. As representações usuais são:
    • Quatro formas de ressonância equivalentes em que o cloro está ligado a três oxigênios por ligações duplas e a um oxigênio por ligação simples; o oxigênio ligado por ligação simples carrega a carga formal -1. As quatro formas correspondem a qual dos quatro oxigênios carrega a carga negativa.
    • Alternativamente pode-se desenhar a forma com quatro duplas (que coloca a carga formal -1 no cloro), mas o efeito final (evidência experimental de comprimentos de ligação idênticos) é que as quatro ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O} são equivalentes por delocalização.
  • Conclusão prática para a Lewis: escreve-se as estruturas de ressonância (por exemplo, uma estrutura mostrando três ligações duplas e uma simples, com a carga -1 no oxigênio simples) e indica-se as outras três permutações — o real é o híbrido delas.

Passo 6

Geometria molecular e polaridade (como decidir polar/apolar).
  • O número de pares ligados ao átomo central é 4 e não há pares isolados no cloro na estrutura média; isso gera uma geometria de eletrons com quatro regiões de densidade — geometria tetraédrica (segundo o modelo VSEPR).
  • Em tetraedro regular com quatro átomos lados idênticos (aqui quatro \mathrm{O} equivalentes no híbrido de ressonância), as dipolos das ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O} se cancelam por simetria, resultando em momento dipolar líquido zero.
  • Observação importante: cada ligação \mathrm{Cl}-\mathrm{O} é polar (oxigênio mais eletronegativo), mas a simetria tetraédrica faz com que as contribuições vetoriais se anulem.

Passo 7

Resumo final e interpretação física curta (ânimo!).
  • A melhor representação para a prova é escrever as formas de ressonância (por exemplo, desenhar uma com três duplas e uma simples e depois indicar as outras três permutações), explicar que na média as quatro ligações são equivalentes e que a geometria é tetraédrica.
  • Por consequência, apesar de ligações polares, o íon \mathrm{ClO}_{4}^{-} é apolar (momento dipolar líquido =0 devido à simetria).

Resposta

Estruturas de Lewis: híbrido de ressonância formado por quatro estruturas equivalentes em que o \mathrm{Cl} está ligado a três \mathrm{O} por ligações duplas e a um \mathrm{O} por ligação simples (a carga -1 aparece em um \mathrm{O} diferente em cada estrutura). Geometria: tetraédrica. Polaridade: apolar (não polar).

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