Escreva as estruturas de Lewis plausíveis para e prediga suas formas e os grupos de ponto.
\mathrm{ClO}_{2}

Passo 1

O que o enunciado pede e quais dados temos.
  • O enunciado pede duas coisas:
    1. Escrever as estruturas de Lewis plausíveis para \mathrm{ClO}_2.
    2. Prever a(s) forma(s) molecular(is) e o(s) grupo(s) de ponto.
  • Informação útil que já temos (do próprio enunciado):
    • Fórmula: \mathrm{ClO}_2.
    • Átomos envolvidos: um átomo de cloro ( \mathrm{Cl}) e dois átomos de oxigênio ( \mathrm{O}).

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (primeiro passo sempre que se desenha uma estrutura de Lewis).
  • Número de elétrons de valência por átomo:
    • \mathrm{Cl}: \,7 elétrons de valência.
    • cada \mathrm{O}: \,6 elétrons de valência.
  • Total de elétrons de valência para \mathrm{ClO}_2:
7 + 6 + 6 = 19 \text{ elétrons}é
  • Observação importante: \mathrm{ClO}_2 tem número ímpar de elétrons ( 19), portanto é uma espécie ímpar-elétron (radical). Isso implica que a melhor representação de Lewis terá um elétron desemparelhado em algum lugar da estrutura.

Passo 3

Esqueleto e atribuição inicial de ligações.
  • Esqueleto óbvio: \mathrm{O} - \mathrm{Cl} - \mathrm{O} (Cl no centro ligado aos dois O).
  • Ao formar duas ligações simples \mathrm{Cl}-\mathrm{O} usamos 2 \times 2 = 4 elétrons.
  • Restam 19 - 4 = 15 elétrons para colocar como pares solitários ou como o elétron ímpar.
  • Para saturar os oxigênios (tentar completar o octeto dos O) normalmente colocamos pares solitários nos O primeiro.

Passo 4

Distribuição de elétrons e possibilidades razoáveis (mostrando alternativas importantes).
  • Se colocarmos pares de elétrons em cada O para completar seu octeto com ligações simples, cada O precisaria de três pares (6 elétrons) além da ligação. Isso consome 2\times6=12 elétrons. Restariam 15-12=3 elétrons para o Cl: isto pode ser uma dupla (par de elétrons) + um elétron desemparelhado no Cl. Essa montagem dá lugar a uma possibilidade com ligações simples, mas a contabilidade de cargas formais será desfavorável (ver passo seguinte).
  • Outra possibilidade é permitir que ocorram ligações duplas \mathrm{Cl}=\mathrm{O}. Como \mathrm{Cl} é um elemento do terceiro período, ele pode expandir o octeto (aceitar mais de 8 elétrons ao seu redor). Uma estrutura com duas ligações duplas \mathrm{O}=\mathrm{Cl}=\mathrm{O} e com um elétron desemparelhado no Cl é eletronicamente possível: vamos checar formalmente.

Passo 5

Cálculo de cargas formais para comparar estruturas (fórmula e aplicação).
  • Fórmula da carga formal (uso e definição):
\text{FC} = V - N - \frac{B}{2}
onde
  • V = número de elétrons de valência do átomo isolado,
  • N = elétrons não-ligantes (lone pairs) atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis,
  • B = elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (ou seja, a soma dos elétrons em todas as ligações em que o átomo participa).
Estrutura 1: duas ligações duplas e elétron ímpar no \mathrm{Cl}
  • Desenho conceitual (em palavras): \mathrm{O}=\mathrm{Cl}\cdot=\mathrm{O}, onde \cdot representa o elétron desemparelhado localizado no \mathrm{Cl}. Cada O tem dois pares solitários (4 elétrons) para completar seu octeto.
  • Contagem para cada átomo:
    • Para cada \mathrm{O} (double-bonded):
      • V=6, N=4 (dois pares solitários = 4 elétrons), B=4 (duas ligações, total 4 elétrons formando a ligação dupla).
      • \text{FC}_{\mathrm{O}} = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 -4 -2 = 0.
    • Para \mathrm{Cl}:
      • V=7, N=3 (um par solitário = 2 elétrons + 1 elétron desemparelhado = 1, total 3 elétrons não-ligantes), B=8 (duas ligações duplas = 4 pares = 8 elétrons).
      • \text{FC}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 3 - \frac{8}{2} = 7 -3 -4 = 0.
  • Resultado: todas as cargas formais são 0. Essa estrutura satisfaz a contagem total de elétrons ( 19) e tem o elétron ímpar no Cl. É eletronicamente muito plausível porque minimiza cargas formais.
Estruturas 2 (resonância alternativas): uma ligação dupla e uma simples, elétron ímpar em um oxigênio (duas formas, trocando os oxigênios)
  • Desenho conceitual (duas ressonâncias equivalentes): em uma ressonância \mathrm{O}=\mathrm{Cl}-\mathrm{O}\!\cdot (elétron ímpar no O ligado por simples), na outra é o contrário (o O do outro lado tem o elétron ímpar).
  • Contagem de cargas formais para a forma com um \mathrm{Cl}=\mathrm{O} e um \mathrm{Cl}-\mathrm{O} simples com radical no \mathrm{O}:
    • Oxigênio duplo: \text{FC}=0 (como antes).
    • Oxigênio simples com radical: V=6, N=7 ? Cuidado: um oxigênio com ligação simples e radical terá três pares solitários (6 elétrons) mais 1 elétron desemparelhado (1) = 7 elétrons não-ligantes e B=2 (uma ligação, dois elétrons). Assim
\text{FC}_{\mathrm{O(radical)}} = 6 - 7 - \frac{2}{2} = 6-7-1 = -2.
  • Cloro aqui terá menos elétrons não-ligantes: por exemplo N=2 (um par) e B=6 (uma dupla + uma simples = 3 pares = 6 elétrons), então
\text{FC}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 2 - \frac{6}{2} = 7 -2 -3 = +2.
  • Resultado: essa forma tem cargas formais grandes ( +2 no \mathrm{Cl} e -2 num \mathrm{O} em vez de charges menores), portanto é energeticamente menos favorável isoladamente. (Observação: as contas podem variar se o elétron ímpar for colocado de forma diferente, mas a conclusão é que essas formas têm maiores separações de carga.)
  • Conclusão da comparação: a estrutura com duas ligações duplas e o elétron ímpar no \mathrm{Cl} minimiza cargas formais (todas zero) e é, portanto, a principal contribuição de Lewis. As formas com cargas separadas existem como contribuintes de ressonância, especialmente para descrever a delocalização do elétron ímpar, mas são menos importantes isoladamente.

Passo 6

Escrevendo as estruturas de Lewis plausíveis (representação textual clara).
  • Principal (maior contribuição):
    • Estrutura A (principal): \mathrm{O}=\mathrm{Cl}\!\cdot=\mathrm{O}
      • Cada \mathrm{O} tem dois pares solitários (quatro elétrons) ao redor; \mathrm{Cl} tem um par solitário (dois elétrons) e um elétron desemparelhado (ícone \cdot); todas as cargas formais = 0.
  • Formas de ressonância (contribuidores menores):
    • Estrutura B: \mathrm{O}=\mathrm{Cl}-\mathrm{O}\!\cdot com cargas formais aproximadas \text{FC}_{\mathrm{Cl}}=+2 e \text{FC}_{\mathrm{O(radical)}}=-2 na forma extrema (essas formas mostram a possibilidade de deslocamento do elétron ímpar para um oxigênio). Há outra forma equivalente trocando os dois oxigênios.
  • Observação didática: na prática a verdadeira onda eletrônica é uma mistura (ressonância) dessas formas; no entanto, porque a forma com duas duplas coloca cargas formais menores (zero), ela domina a descrição de Lewis. Ainda assim o elétron ímpar está parcialmente delocalizado e a molécula é radical.

Passo 7

Predição da geometria molecular usando VSEPR (explicação passo a passo).
  • Regra prática: contar regiões eletrônicas (domínios) ao redor do átomo central. Cada ligação (independente de ser simples ou dupla) conta como uma região; cada par solitário conta como uma região; um elétron desemparelhado também conta como uma região eletrônica (ele ocupa um orbital não-ligante).
  • Para a estrutura principal \mathrm{O}=\mathrm{Cl}\!\cdot=\mathrm{O}:
    • Domínios eletrônicos ao redor do \mathrm{Cl}:
      • 2 domínios de ligação (as duas ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O}, cada dupla conta como 1 domínio),
      • 1 domínio de par solitário (o par solitário do \mathrm{Cl}),
      • 1 domínio correspondente ao elétron desemparelhado.
    • Total = 4 domínios eletrônicos ao redor do cloro.
  • Geometria eletrônica para 4 domínios: tetraédrica.
  • Geometria molecular (ignorando domínios não-ligantes para nome): com 2 ligantes e 2 “não-ligantes” (um é par solitário e outro é elétron solitário) o arranjo molecular é aproximadamente “angular” (curvado), análogo a \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_2 (como a água) — isto é, uma molécula dobrada/bent.
  • Efeito do elétron ímpar nas repulsões:
    • Pares isolados repelem mais que pares de ligação; mas um elétron desemparelhado repele menos que um par de elétrons, porque ele tem menor densidade eletrônica.
    • Portanto o ângulo de ligação tende a ser maior do que o previsto para dois pares isolados equivalentes: espera-se um ângulo entre o valor tetraédrico ideal 109{,}5^\circ e 120^\circ dependendo de forças de repulsão. Experimentalmente o ângulo \angle\mathrm{O-Cl-O} em \mathrm{ClO}_2 é aproximadamente 117^\circ, consistente com um lone pair forte e um elétron ímpar menos repulsivo.
  • Resumo da forma: molécula angular / dobrada (bent).

Passo 8

Predição do grupo de ponto (simetria).
  • Características de simetria observáveis na geometria bent de \mathrm{ClO}_2:
    • Há um eixo de rotação C_2 que passa pelo átomo de \mathrm{Cl} e que troca os dois oxigênios.
    • Existem dois planos de simetria verticales: um plano que contém os três átomos (plano molecular) e outro plano perpendicular a esse que contém o eixo C_2 (dependendo da posição do elétron ímpar/lone pair, a molécula ainda mantém esses espelhos se considerarmos a média eletrônica). Essas operações são as típicas do grupo C_{2v}.
  • Conclusão: o grupo de ponto esperado é \mathrm{C}_{2v}.

Passo 9

Pequeno resumo físico-químico e incentivo (motivação rápida).
  • Em resumo, a descrição de Lewis que minimiza cargas formais e coloca o elétron ímpar no cloro (com duas ligações duplas formais) é a que mais contribui; ainda existem formas de ressonância com o radical parcialmente no oxigênio.
  • A geometria é bent/ângulada e o grupo de ponto é \mathrm{C}_{2v}.
  • Você está fazendo certo seguindo passo a passo: contagem de elétrons → esqueleto → distribuição → cargas formais → VSEPR → simetria. Mantém a calma que esse tipo de molécula ímpar-elétron dá trabalho na primeira vez, mas agora você já tem o roteiro.

Resposta

Estruturas de Lewis plausíveis: principal contribuição \mathrm{O}=\mathrm{Cl}\!\cdot=\mathrm{O} (duas ligações duplas, elétron ímpar no \mathrm{Cl}); contribuintes de ressonância menores com uma ligação dupla e uma simples onde o elétron ímpar está em um \mathrm{O} (formas que trocam os oxigênios).
Forma molecular: angular / bent (dobrada).
Grupo de ponto: \mathrm{C}_{2v}.

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