Escreva uma fórmula tridimensional para cada uma das seguintes moléculas, utilizando o formalismo de cunha cheia e cunha tracejada. Indique os elétrons desemparelhados dos átomos correspondentes (exceto He C ). Se a molécula tiver um momento de dipolo resultante, indique seu sentido com uma seta. Se a molécula não tiver um momento de dipolo resultante, você deve indicar esse fato. (Ignore a pequena polaridade das ligações C-H ao resolver esse e outros problemas semelhantes.)
\mathrm{CF}_{4}

Passo 1

O enunciado pede: para a molécula \mathrm{CF}_4 eu devo (1) escrever uma fórmula tridimensional usando o formalismo de cunha cheia (saindo do plano) e cunha tracejada (entrando no plano); (2) indicar os elétrons desemparelhados dos átomos correspondentes (exceto He e C); (3) indicar o sentido do momento dipolar resultante se houver, ou afirmar que não há momento dipolar resultante. As informações dadas são somente a identidade da molécula: \mathrm{CF}_4.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo essencial para a estrutura de Lewis). Vou contar elétrons de valência de cada átomo e somar:
  • Carbono: \mathrm{C} tem 4 elétrons de valência.
  • Flúor: cada \mathrm{F} tem 7 elétrons de valência; há 4 átomos de \mathrm{F}, então 4\times7=28.
    Total de elétrons de valência = 4 + 28 = 32 elétrons.
    Explicação rápida do porquê: somamos os elétrons dos átomos para saber quantos elétrons temos para distribuir em ligações e pares não ligantes na estrutura de Lewis.

Passo 3

Montagem da estrutura de Lewis básica:
  • Carbono é o átomo central (porque é menos eletronegativo que \mathrm{F} e forma várias ligações).
  • Ligue o \mathrm{C} a cada \mathrm{F} por uma ligação simples. Isso usa 4 ligações, cada ligação simples consome 2 elétrons, então 4\times2=8 elétrons foram usados nas ligações.
  • Restam 32-8=24 elétrons para colocar como pares não ligantes nos \mathrm{F}.
  • Cada \mathrm{F} precisa de 8 elétrons (regra do octeto). Cada \mathrm{F} já tem 2 elétrons na ligação com o \mathrm{C}, então precisa de mais 6 elétrons (= três pares) como pares não ligantes. Para 4 átomos de \mathrm{F} isso é 4\times6=24 elétrons, exatamente os que sobraram.
  • Carbono, tendo feito 4 ligações simples, tem o octeto completo (8 elétrons ao considerar os pares de ligação); não sobra par não ligante no \mathrm{C}.
  • Portanto a estrutura de Lewis é \mathrm{C} no centro ligado simples a quatro \mathrm{F}, cada \mathrm{F} com três pares de elétrons não ligantes.
    Formalmente, as cargas formais ficam todas em zero: \text{carga formal}(\mathrm{C})=0 e \text{carga formal}(\mathrm{F})=0.

Passo 4

Determinação da geometria molecular (VSEPR) e ângulos:
  • Temos 4 pares de ligação ao redor do \mathrm{C} e 0 pares isolados. Pelo modelo VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), quatro regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central se posicionam tão distantes quanto possível em uma geometria tetraédrica.
  • Geometria de \mathrm{C} em \mathrm{CF}_4: tetraédrica, com ângulos de ligação aproximados de 109{,}5^\circ.
    Explicação didática do VSEPR: pares eletrônicos (ligações ou pares isolados) se repelem; para minimizar repulsão, ocupam vértices de um tetraedro quando são quatro. É por isso que moléculas como \mathrm{CH}_4, \mathrm{CF}_4 e \mathrm{SiCl}_4 são tetraédricas.

Passo 5

Como representar tridimensionalmente com cunha cheia e cunha tracejada:
  • Convenção:
    • linha contínua (—) = ligação no plano da página;
    • cunha cheia (▴ ou um triângulo sólido) = ligação saindo do plano em direção ao observador;
    • cunha tracejada (— — — ou triângulos vazados) = ligação entrando no plano, para trás do plano da página.
  • Para um tetraedro típico desenhamos: duas ligações no plano da página (por exemplo, para a esquerda e para a direita), uma cunha cheia para um substituinte (sai do plano, para cima/para frente) e uma cunha tracejada para o outro substituinte (entra no plano, para baixo/para trás).
  • Aplicando isso a \mathrm{CF}_4: escolha uma convenção de desenho e coloque um \mathrm{F} em cada vértice tetraédrico. Vou descrever o desenho que você pode copiar no caderno:
    • Desenho esquemático (texto): coloque \mathrm{C} no centro. Faça duas ligações horizontais no plano para dois \mathrm{F}: \mathrm{F}-\mathrm{C}-\mathrm{F}. Faça uma cunha cheia do \mathrm{C} para um \mathrm{F} (saindo do plano, em direção ao observador). Faça uma cunha tracejada do \mathrm{C} para o último \mathrm{F} (entrando no plano, afastando-se do observador).
  • Indicação dos pares de elétrons nos flúors: cada \mathrm{F} tem três pares não ligantes; escreva ao lado de cada símbolo \mathrm{F} três pares de pontos (ou três pares de linhas) para representar esses pares.
  • Indicação de elétrons desemparelhados: em \mathrm{CF}_4 não há elétrons desemparelhados em nenhum átomo (cada \mathrm{F} tem todos os seus elétrons emparelhados como pares não ligantes, e o \mathrm{C} tem seus elétrons de ligação emparelhados).

Passo 6

Momento dipolar resultante:
  • Cada ligação \mathrm{C}\!-\!\mathrm{F} é polar (porque \mathrm{F} é muito mais eletronegativo que \mathrm{C}), então existe um vetor dipolo da ligação apontando do \mathrm{C} para cada \mathrm{F}.
  • No entanto, pela geometria tetraédrica totalmente simétrica, os quatro vetores dipolo das ligações se cancelam vetorialmente. Resultado: momento dipolar líquido = vetor nulo.
  • Conclusão: \mathrm{CF}_4 é apolar (não tem momento dipolar resultante).

Passo 7

Resumo prático do que desenhar e anotar (passo a passo para desenhar no caderno na hora da prova):
  1. Escreva \mathrm{C} no centro.
  2. Desenhe duas ligações simples horizontais para \mathrm{F} (essas ficam no plano da página): \mathrm{F}-\mathrm{C}-\mathrm{F}.
  3. Desenhe uma cunha cheia (triângulo sólido) partindo do \mathrm{C} para um \mathrm{F} (este substituinte aparece como mais “próximo” ao observador).
  4. Desenhe uma cunha tracejada para o quarto \mathrm{F} (este aparece “atrás” do plano).
  5. Ao lado de cada \mathrm{F} desenhe três pares de pontos para indicar os três pares de elétrons não ligantes.
  6. Escreva ao lado: “elétrons desemparelhados: nenhum” e “momento dipolar resultante: zero (molécula apolar)”.
    Dica rápida para a prova: não desenhe mais pares no \mathrm{C} (não existem), e cheque a contagem total de elétrons (32) se estiver em dúvida.

Resposta

Desenho tridimensional (descrição para reproduzir no caderno): duas ligações no plano da página \mathrm{F}-\mathrm{C}-\mathrm{F}, uma ligação com cunha cheia do \mathrm{C} para um \mathrm{F} (saindo do plano) e uma ligação com cunha tracejada do \mathrm{C} para o outro \mathrm{F} (entrando no plano). Cada \mathrm{F} tem três pares não ligantes. Não há elétrons desemparelhados. Momento dipolar resultante = 0 (molécula apolar).

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