Escreva as estruturas eletrônicas de Lewis para:
\mathrm{AlCl}_{4}{ }^{-}
Quando mais do que uma estrutura de ressonância for importante, dê exemplos para todas as contribuições principais.

Passo 1

O que o enunciado pede: escrever as estruturas de Lewis para o íon \mathrm{AlCl}_4^{-}. Se houver mais de uma estrutura de ressonância importante, mostrar as contribuições principais.
Informações relevantes dadas / que precisamos usar:
\begin{aligned} &\text{Átomo central provável: } \mathrm{Al}.\\\ &\text{Átomos ao redor: } 4\\ \mathrm{Cl}.\\\ &\text{Carga total do íon: } -1. \end{aligned}ÁáÁí

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo essencial em qualquer estrutura de Lewis). Vou somar os elétrons de valência de cada átomo e adicionar a carga extra do íon:
\begin{aligned} \text{Al: } &3\\ \text{elétrons de valência (pois Al tem 3A)}\\\ \text{Cada Cl: } &7\\ \text{elétrons de valência}\\\ \text{Total: } &3 + 4\cdot 7 = 3 + 28 = 31\\\ \text{Como o íon tem carga } -1: &\text{somamos }1\text{ elétron extra}\\\ \text{Total de elétrons disponíveis: } &31 + 1 = 32. \end{aligned}éêéêíééí
Breve explicação didática: aqui eu contei todos os elétrons que podemos usar para desenhar as ligações e os pares isolados. Sempre inclua ou subtraia elétrons conforme a carga do íon.

Passo 3

Escolha do átomo central e montagem da “espinha” da molécula.
  • Regra prática: o átomo menos eletronegativo (exceto o H) costuma ficar no centro. Entre \mathrm{Al} e \mathrm{Cl}, \mathrm{Al} é menos eletronegativo, então \mathrm{Al} fica no centro.
  • Vou ligar \mathrm{Al} a cada um dos 4 \mathrm{Cl} por ligações simples (uma linha por ligação). Isso usa \,4 ligações simples.
Cada ligação simples corresponde a 2 elétrons. Assim, para as 4 ligações:
\text{elétrons usados em ligações} = 4 \times 2 = 8.éçõ
Elétrons restantes para distribuir como pares isolados:
32 - 8 = 24.

Passo 4

Distribuição dos pares isolados para completar octetos.
  • Colocamos pares isolados primeiro nos átomos mais eletronegativos (aqui os \mathrm{Cl}).
  • Cada \mathrm{Cl} precisa completar o octeto: já tem 1 ligação (2 elétrons), então precisa de mais 6 elétrons ( 3 pares isolados).
  • Para os quatro \mathrm{Cl}: 4 \times 6 = 24 elétrons — exatamente os elétrons restantes.
Portanto cada \mathrm{Cl} recebe três pares isolados. O \mathrm{Al} fica com 4 ligações (8 elétrons no total ao redor), ou seja, também tem o octeto completo.
Didática: ao distribuir elétrons, sempre preencha primeiro os átomos mais eletronegativos com pares isolados; se sobrar, coloque no átomo central. Aqui não sobrou nada.

Passo 5

Verificação do octeto para cada átomo:
  • Cada \mathrm{Cl}: 6 elétrons como pares isolados + 2 da ligação com \mathrm{Al} = 8 → octeto satisfeito.
  • \mathrm{Al}: quatro ligações simples \Rightarrow 4\times 2 = 8 elétrons ao redor → octeto satisfeito.
Comentário didático: alguns átomos de 2ª linha (C, N, O, F) nunca expandem o octeto; átomos de 3ª linha podem, mas aqui o Al está com 8 elétrons e isso é estável na estrutura.

Passo 6

Cálculo das cargas formais para avaliar se a distribuição eletrônica é razoável.
Fórmula da carga formal:
\text{FC} = V - N - \frac{B}{2},
onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N = elétrons não ligantes (pares isolados) atribuídos a esse átomo e B = elétrons em ligações ao redor do átomo.
  • Para cada \mathrm{Cl}:
V=7,\quad N=6,\quad B=2 \Rightarrow \text{FC}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 6 - \frac{2}{2} = 7 - 6 - 1 = 0.
  • Para \mathrm{Al}:
V=3,\quad N=0,\quad B=8 \Rightarrow \text{FC}_{\mathrm{Al}} = 3 - 0 - \frac{8}{2} = 3 - 4 = -1.
Resultado: cada \mathrm{Cl} tem carga formal 0 e \mathrm{Al} tem carga formal -1. A soma das cargas formais é -1, conforme a carga do íon.
Didática: a carga formal é uma ferramenta para escolher a melhor estrutura de Lewis; estruturas com cargas formais menores (em módulo) e colocadas nos átomos adequados (cargas negativas em átomos mais eletronegativos) costumam ser mais estáveis. Aqui o formal negativo ficou sobre o \mathrm{Al}, o que parece estranho à primeira vista (pois \mathrm{Cl} é mais eletronegativo), mas é o resultado direto da contagem de elétrons e da impossibilidade de formar ligações múltiplas estáveis que reduzam essa carga formal sem violar outras regras.

Passo 7

Ressonância: existem outras estruturas de ressonância importantes?
  • Ressonância ocorre quando podemos deslocar pares de elétrons (pi, duplas) mantendo a conectividade atômica e sem violar o octeto de maneira implausível.
  • No caso de \mathrm{AlCl}_4^{-} não há um sistema de elétrons pi (ligações duplas alternativas) porque todas as ligações são sigma simples e cada \mathrm{Cl} já tem octeto completo com três pares isolados. Não existem formas alternativas equivalentes de distribuir pares ligantes que gerem contribuições de ressonância significativas.
  • Logo: há uma única estrutura de Lewis significativa (a estrutura tetraédrica com ligações simples). Não há ressonância significativa entre várias estruturas de Lewis.
Observação prática: quimicamente, a distribuição real de cargas é mais polar covalente/íônica (alguma carga parcial em cada átomo) do que o formalismo de cargas formais mostra; mas isso não cria estruturas de ressonância de Lewis adicionais — apenas indica que o modelo de Lewis é uma aproximação.

Passo 8

Desenho final (descrição clara e como representá-la no papel):
  • Coloque \mathrm{Al} no centro com quatro ligações simples a quatro \mathrm{Cl}.
  • Cada \mathrm{Cl} tem três pares isolados (seis pontos) ao seu redor.
  • Envolva toda a estrutura entre colchetes e escreva a carga - fora do colchete para indicar o íon.
Uma forma verbal e direta para anotar no caderno:
  • Estrutura: [\mathrm{Cl}(:\!:\!:\!)-\mathrm{Al}-\mathrm{Cl}(:\!:\!:\!)-\mathrm{Cl}(:\!:\!:\!)-\mathrm{Cl}(:\!:\!:\!)]^{-}
    (cada \mathrm{Cl} com três pares isolados; \mathrm{Al} com quatro ligações simples).

Resposta

Estrutura de Lewis principal: íon tetraédrico com \mathrm{Al} no centro ligado por quatro ligações simples a quatro \mathrm{Cl}; cada \mathrm{Cl} tem três pares isolados; toda a estrutura entre colchetes com carga -1. Formal charges: \text{FC}(\mathrm{Al})=-1, \text{FC}(\mathrm{Cl})=0. Não há ressonância importante (apenas esta contribuição).

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