Escreva a estrutura de Lewis e determine a geometria molecular de:
\mathrm{COCl}_{2}

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Escrever a estrutura de Lewis da molécula \mathrm{COCl}_{2}.
  • Determinar a geometria molecular dessa molécula.
Informações dadas / que vamos usar:
  • A molécula é neutra e tem os átomos: um carbono, um oxigênio e dois cloros.
  • Precisamos usar as regras de Lewis (contagem de elétrons de valência, regra do octeto, ligar átomos com ligações covalentes) e a teoria VSEPR para a geometria.
  • Não há imagens adicionais.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (esses são os elétrons que usamos para montar a estrutura de Lewis).
  • Carbono: 4 elétrons de valência.
  • Oxigênio: 6 elétrons de valência.
  • Cloro: 7 elétrons de valência, e há dois cloros, então 2\times7.
    Total:
4 + 6 + 2\cdot7 = 4 + 6 + 14 = 24 \text{ elétrons de valência.}éê
Explicação didática: cada átomo “traz” seus elétrons de valência; somamos para saber quantos pontos (elétrons) temos disponíveis para fazer ligações e colocar pares isolados na estrutura.

Passo 3

Escolha do esqueleto e ligações iniciais:
  • Regra prática: o átomo menos eletronegativo entre os não-hidrogênios costuma ser o central. Aqui o carbono fica no centro, ligado ao oxigênio e aos dois cloros.
  • Montagem inicial com ligações simples:
\mathrm{Cl}-\mathrm{C}-\mathrm{Cl} \quad\text{e}\quad \mathrm{C}-\mathrm{O}
Cada ligação simples usa 2 elétrons. Temos 3 ligações iniciais (C–Cl, C–Cl, C–O), então usamos 3\times2 = 6 elétrons.
Eletrões restantes:
24 - 6 = 18\\ \text{elétrons restantes.}é

Passo 4

Distribuição dos elétrons restantes para satisfazer a regra do octeto (começando pelos átomos externos, que são os cloros e o oxigênio):
  • Cada átomo \mathrm{Cl} precisa de 3 pares de elétrons (6 elétrons) como pares não-ligantes para completar o octeto quando ligado por uma única ligação.
    • Para os dois cloros: 2\times6 = 12 elétrons usados.
  • Subtraindo: 18 - 12 = 6 elétrons restantes.
  • Colocamos os 6 elétrons restantes (3 pares) no oxigênio como pares não-ligantes, assumindo inicialmente uma ligação simples C–O.
    • Agora o oxigênio teria 3 pares não-ligantes + 1 ligação simples = octeto completo.
  • Verificação do carbono: com três ligações simples, o carbono teria apenas 6 elétrons ao redor (insuficiente; precisa de 8).
    Para corrigir isso, convertemos um par isolado do oxigênio em uma ligação adicional formando uma dupla ligação C=O. Assim:
  • Uma das pares do oxigênio é compartilhada com o carbono transformando a ligação C–O simples em C=O.
  • Agora o carbono tem 4 ligações (2 simples a Cl e 1 dupla a O → total 8 elétrons) e o oxigênio fica com 2 pares não-ligantes + 2 ligações = octeto completo.

Passo 5

Cálculo de cargas formais para verificar se a estrutura é razoável:
Fórmula da carga formal:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligação}).éêáéãéçã
Calcule para cada átomo na estrutura proposta (C ligado duplamente ao O e simples aos dois Cl):
  • Carbono ( \mathrm{C}):
    • Elétrons de valência: 4
    • Elétrons não-ligantes: 0
    • Elétrons em ligações: 8 (dupla = 4 elétrons, duas simples = 2+2)
    \text{CF}_\mathrm{C}=4-0-\tfrac{1}{2}(8)=4-4=0.
  • Oxigênio ( \mathrm{O}) com dupla ligação:
    • Elétrons de valência: 6
    • Elétrons não-ligantes: 4 (dois pares)
    • Elétrons em ligações: 4 (dupla)
    \text{CF}_\mathrm{O}=6-4-\tfrac{1}{2}(4)=6-4-2=0.
  • Cada cloro ( \mathrm{Cl}):
    • Elétrons de valência: 7
    • Elétrons não-ligantes: 6 (três pares)
    • Elétrons em ligações: 2 (uma ligação simples)
    \text{CF}_\mathrm{Cl}=7-6-\tfrac{1}{2}(2)=7-6-1=0.
Conclusão deste passo: todas as cargas formais são zero, o que indica que a estrutura com C=O e C–Cl simples é a melhor estrutura de Lewis (estável e sem cargas formais).

Passo 6

Escrevendo a estrutura de Lewis final (descrição e localização dos pares não-ligantes):
  • Estrutura com ligações: \mathrm{Cl}-\mathrm{C}(=\mathrm{O})-\mathrm{Cl}.
  • Pares não-ligantes:
    • Cada \mathrm{Cl} tem três pares não-ligantes (três pares de elétrons).
    • O \mathrm{O} tem dois pares não-ligantes (após formar a dupla ligação).
    • O \mathrm{C} não tem pares não-ligantes (todas as suas 4 ligações).
      De forma escrita em TeX:
\mathrm{Cl}\;(\text{3 pares})\;-\;\mathrm{C}\;=\;\mathrm{O}\;(\text{2 pares})\quad\text{e}\quad\mathrm{Cl}\;(\text{3 pares})
Essa é a estrutura de Lewis correta e sem cargas formais.

Passo 7

Determinação da geometria molecular usando VSEPR (explicação didática):
  • Contar domínios eletrônicos ao redor do átomo central ( \mathrm{C}):
    • Domínio = região de densidade eletrônica (cada ligação simples, dupla ou tripla conta como 1 domínio; pares isolados também contam 1 domínio cada).
    • No \mathrm{C} temos três domínios: uma ligação dupla C=O (conta como 1 domínio) e duas ligações simples C–Cl (cada uma conta como 1 domínio).
    • Não há pares isolados no carbono.
  • Configuração VSEPR para 3 domínios e 0 pares isolados: geometria eletrônica trigonal planar e geometria molecular também trigonal planar.
  • Ângulo de ligação esperado: aproximadamente 120^\circ.
    Explicação curta: a dupla ligação ocupa uma região de densidade como uma ligação simples, então o carbono “vê” três regiões dispostas em torno dele, formando um triângulo plano.

Resposta

\mathrm{Cl}-\mathrm{C}(=\mathrm{O})-\mathrm{Cl} com cada \mathrm{Cl} tendo três pares não-ligantes e o \mathrm{O} tendo dois pares não-ligantes.
Geometria molecular: trigonal planar (ângulos aproximados de 120^\circ).

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