Escreva a estrutura de Lewis e determine a geometria molecular de:
\mathrm{NH}_{3} \mathrm{Cl}^{+}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a espécie \mathrm{NH}_{3}\mathrm{Cl}^{+}:
  • Escrever a estrutura de Lewis.
  • Determinar a geometria molecular.
Informações dadas (explicitamente ou implícitas):
  • A espécie é o íon \mathrm{NH}_{3}\mathrm{Cl}^{+}.
  • Átomos presentes: um átomo de nitrogênio \mathrm{N}, três átomos de hidrogênio \mathrm{H} e um átomo de cloro \mathrm{Cl}.
  • A carga total da espécie é +1.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar a estrutura de Lewis).
  • O nitrogênio \mathrm{N} tem \,5 elétrons de valência.
  • Cada hidrogênio \mathrm{H} tem \,1 elétron de valência; para três \mathrm{H} totalizam \,3.
  • O cloro \mathrm{Cl} tem \,7 elétrons de valência.
  • Somando os elétrons dos átomos neutros: 5 + 3 + 7 = 15.
  • A espécie tem carga +1, isto é, falta um elétron em relação ao neutro; então o total de elétrons de valência a distribuir é 15 - 1 = 14.
Explicação rápida do porquê: para um íon com carga positiva subtrai-se elétrons; com carga negativa soma-se. Sempre trabalhar com o total de elétrons disponíveis igual à soma dos elétrons de valência dos átomos corrigida pela carga.

Passo 3

Escolha do esqueleto (quem é o átomo central).
  • Regra prática: hidrogênios nunca são átomos centrais (só fazem uma ligação). Entre \mathrm{N} e \mathrm{Cl}, o nitrogênio é normalmente o átomo central em compostos com vários hidrogênios ligados. Então adotamos \mathrm{N} como átomo central ligado aos três \mathrm{H} e ao \mathrm{Cl}.
  • Esqueleto proposto: \mathrm{H}-\mathrm{N}-\mathrm{H} com o terceiro \mathrm{H} ligado e \mathrm{Cl} ligado também ao \mathrm{N}. Em resumo: \mathrm{H}_3\mathrm{N}-\mathrm{Cl} (com carga total +1).

Passo 4

Distribuição inicial de elétrons: desenhar ligações e distribuir pares solitários.
  • Cada ligação simples usa \,2 elétrons. Com quatro ligações simples ( \mathrm{N} faz ligações com três \mathrm{H} e uma com \mathrm{Cl}) usamos 4\times 2 = 8 elétrons.
  • Elétrons restantes: 14 - 8 = 6 elétrons, que serão colocados como pares isolados onde fizerem falta para completar octetos (priorizando átomos mais eletronegativos).
  • O hidrogênio já tem seu par ligado (cada \mathrm{H} tem 2 elétrons na ligação), logo não recebe pares isolados.
  • O cloro é o átomo mais eletronegativo restante; damos a ele os 6 elétrons restantes, formando três pares solitários sobre \mathrm{Cl}. Assim \mathrm{Cl} fica com um total de 8 elétrons ao redor ( 1 ligação + 6 não-ligantes) → octeto completo.
  • O nitrogênio, com as quatro ligações, tem 8 elétrons ao seu redor (4 pares de ligação) e, portanto, já tem o octeto preenchido mas sem pares não-ligantes.

Passo 5

Cálculo das cargas formais para verificar consistência (e localizar a carga positiva).
  • Fórmula prática da carga formal: \displaystyle \text{FC} = \text{(elétrons de valência do átomo neutro)} - \text{(elétrons não-ligantes)} - \tfrac{1}{2}\times\text{(elétrons de ligação)}éêáéãéçã.
  • Para o nitrogênio \mathrm{N}:
    \displaystyle \text{FC}(\mathrm{N}) = 5 - 0 - \tfrac{8}{2} = 5 - 0 - 4 = +1.
    (eletrons não-ligantes sobre \mathrm{N} = 0; elétrons em ligações envolvendo \mathrm{N} = 8.)
  • Para cada hidrogênio \mathrm{H}:
    \displaystyle \text{FC}(\mathrm{H}) = 1 - 0 - \tfrac{2}{2} = 1 - 1 = 0.
  • Para o cloro \mathrm{Cl}:
    \displaystyle \text{FC}(\mathrm{Cl}) = 7 - 6 - \tfrac{2}{2} = 7 - 6 - 1 = 0.
  • Conclusão: a carga formal total é +1 localizada no nitrogênio, o que corresponde à carga do íon. A estrutura é plausível e não há necessidade de rearranjar ligações para reduzir cargas formais.
Dica didática: quando só uma estrutura tem a carga total corretamente localizada e sem violar octetos óbvios, normalmente é a correta. Aqui o nitrogênio parecido com \mathrm{NH}_4^{+} carrega a carga positiva quando tem quatro ligações e nenhum par livre.

Passo 6

Determine a geometria molecular usando VSEPR (explicação didática).
  • Ideia do VSEPR (explicada simples): a geometria ao redor de um átomo central é determinada pelo número de “domínios de elétrons” (ou regiões de densidade eletrônica), contando ligações simples, múltiplas e pares isolados. Esses domínios se repelem e se arranjam para minimizar repulsão.
  • No nosso caso, para o átomo central \mathrm{N}:
    • Existem quatro domínios de elétrons: quatro ligações simples (três \mathrm{N}-\mathrm{H} e uma \mathrm{N}-\mathrm{Cl}).
    • Não existem pares isolados no nitrogênio.
  • Configuração VSEPR para quatro domínios e zero pares isolados é a geometria tetraédrica.
  • Portanto a geometria da molécula, isto é, a disposição dos átomos (não dos pares de elétrons), é tetraédrica.
  • Ângulo de ligação esperado aproximado: \,109,5^\circ (pequenas variações podem ocorrer por tamanho e eletropositividade do substituinte \mathrm{Cl}, mas a previsão básica é tetraédrica com ângulos próximos de \,109,5^\circ).

Passo 7

Descrição final da estrutura de Lewis (texto claro que você pode desenhar na prova).
  • Nitrogênio ( \mathrm{N}) no centro; ligações simples para três hidrogênios ( \mathrm{H}) e uma ligação simples para o cloro ( \mathrm{Cl}).
  • O cloro possui três pares de elétrons não-ligantes (três pares isolados).
  • O nitrogênio não possui pares não-ligantes e carrega a carga formal +1.
  • Representação esquemática (cada traço é uma ligação simples; pares não-ligantes em \mathrm{Cl} indicados como dots):
    • H—N—H
      |
      H
      e N—Cl com \mathrm{Cl} tendo três pares solitários.
  • Geometria molecular: tetraédrica com ângulos aproximadamente \,109,5^\circ.

Resposta

Lewis: N central ligado por ligações simples a três H e a um Cl; Cl com três pares isolados; carga formal +1 localizada em N.
Geometria molecular: tetraédrica, ângulos aproximadamente \,109{,}5^\circ.

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