Escreva a estrutura de Lewis dos íons:
\mathrm{PCl}_{5} (pentacloreto de fósforo) e ( \mathrm{SF}_{6})

Passo 1

O enunciado pede para eu escrever as estruturas de Lewis de \mathrm{PCl}_{5} (pentacloreto de fósforo) e \mathrm{SF}_{6}. As informações relevantes que vou usar (vindas da tabela periódica, isto é, os números de elétrons de valência típicos): para fósforo \mathrm{P} uso \,5 elétrons de valência; para cloro \mathrm{Cl} uso \,7 elétrons de valência; para enxofre \mathrm{S} uso \,6 elétrons de valência; para flúor \mathrm{F} uso \,7 elétrons de valência. Não há outras informações no enunciado, então vou contar elétrons totais, montar a estrutura esquelética (átomo central ligado aos periféricos), distribuir pares de elétrons como pares ligantes e pares isolados, e checar cargas formais e a permissão de octeto expandido para átomos do período \,3 (como \mathrm{P} e \mathrm{S}).

Passo 2

Conceito e fórmula útil: para fazer a estrutura de Lewis nós:
  1. contamos os elétrons de valência totais;
  2. escolhemos o átomo central (normalmente o menos eletronegativo, exceto o hidrogênio);
  3. ligamos o central aos periféricos com ligações simples inicialmente (cada ligação usa 2 elétrons);
  4. distribuímos os elétrons restantes como pares isolados primeiro nos átomos periféricos para completar seus octetos;
  5. se ainda sobrar elétrons, colocamos no átomo central; se faltar, consideramos ligações múltiplas ou octeto expandido quando permitido.
    Fórmula para carga formal (útil para checar):
\text{carga formal} = \text{elétrons de valência do átomo} - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligantes})éêáéãé

Passo 3

Vamos começar por \mathrm{PCl}_{5}. Primeiro contamos elétrons de valência totais:
\text{elétrons totais} = 5 + 5\times 7 = 5 + 35 = 40é
Logo temos 40 elétrons para distribuir, isto é 20 pares de elétrons. Escolhemos \mathrm{P} como átomo central (menos eletronegativo que \mathrm{Cl}) e ligamos as cinco \mathrm{Cl} a \mathrm{P} com ligações simples.

Passo 4

Cada ligação simples consome 2 elétrons. Com 5 ligações gastamos:
5\times 2 = 10 \text{ elétrons}é
Sobraram
40 - 10 = 30 \text{ elétrons}é
Esses 30 elétrons (ou 15 pares) devem ser colocados preferencialmente como pares isolados nos átomos periféricos ( \mathrm{Cl}) para completar os octetos deles. Cada \mathrm{Cl} precisa de 3 pares isolados ( 6 elétrons) além da ligação para completar o octeto. Para 5 \mathrm{Cl} isso consome:
5\times 6 = 30 \text{ elétrons}é
Exatamente os 30 elétrons restantes. Assim não sobra elétron para o fósforo como pares isolados.

Passo 5

Concluímos a montagem de \mathrm{PCl}_{5}: o fósforo central forma 5 ligações simples com cinco cloros; cada cloro tem 3 pares isolados (seis elétrons) além da ligação. O fósforo, portanto, fica com 5 ligações — ou seja, com 10 elétrons na sua “camada de valência” (expandiu o octeto), o que é permitido para elementos do período \,3 em diante porque esses átomos têm orbital 3d disponível para acomodar elétrons extras. Agora verificamos cargas formais para garantir a razoabilidade: para \mathrm{Cl} em cada ligação:
\text{FC}(\mathrm{Cl}) = 7 - 6 - \tfrac{1}{2}(2) = 7 - 6 - 1 = 0
para \mathrm{P}:
\text{FC}(\mathrm{P}) = 5 - 0 - \tfrac{1}{2}(10) = 5 - 0 - 5 = 0
Todas cargas formais são zero — ótima estrutura de Lewis.

Passo 6

Agora \mathrm{SF}_{6}. Contamos elétrons de valência totais:
\text{elétrons totais} = 6 + 6\times 7 = 6 + 42 = 48é
Isto é 24 pares de elétrons. Escolhemos \mathrm{S} como átomo central (menos eletronegativo que \mathrm{F}) e ligamos seis \mathrm{F} a \mathrm{S} com ligações simples.

Passo 7

Cada ligação simples consome 2 elétrons; com 6 ligações gastamos:
6\times 2 = 12 \text{ elétrons}é
Sobraram
48 - 12 = 36 \text{ elétrons}é
Colocamos esses 36 elétrons como pares isolados nos átomos fluor (os periféricos). Cada \mathrm{F} precisa de 3 pares isolados ( 6 elétrons) além da ligação para completar o octeto. Para 6 \mathrm{F}:
6\times 6 = 36 \text{ elétrons}é
De novo, exatamente o que resta. O enxofre termina com 6 ligações simples e nenhum par isolado, portanto com 12 elétrons ao redor — octeto expandido (permitido para \mathrm{S}, período \,3).

Passo 8

Verificamos as cargas formais em \mathrm{SF}_{6}: para cada flúor
\text{FC}(\mathrm{F}) = 7 - 6 - \tfrac{1}{2}(2) = 0
para o enxofre
\text{FC}(\mathrm{S}) = 6 - 0 - \tfrac{1}{2}(12) = 6 - 6 = 0
Todas cargas formais são zero — estrutura estável. Também vale comentar (por leitura rápida de VSEPR): \mathrm{PCl}_{5} tem geometria trigonal bipiramidal; \mathrm{SF}_{6} tem geometria octaédrica. Essas geometrias vêm do arranjo dos pares ligantes ao redor do átomo central para minimizar repulsões.

Resposta

\mathrm{PCl}_{5}: fósforo central ligado por cinco ligações simples a cinco \mathrm{Cl}; cada \mathrm{Cl} possui três pares isolados (três pares de elétrons), \mathrm{P} sem pares isolados (octeto expandido com 10 elétrons). Todas cargas formais = 0.
\mathrm{SF}_{6}: enxofre central ligado por seis ligações simples a seis \mathrm{F}; cada \mathrm{F} possui três pares isolados, \mathrm{S} sem pares isolados (octeto expandido com 12 elétrons). Todas cargas formais = 0.

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