Escreva as possíveis estruturas de Lewis e atribua aos elementos as suas cargas formais:
\mathrm{HClO}_{3}

Passo 1

O objetivo é desenhar as estruturas de Lewis de \mathrm{HClO}_3 (ácido clórico) e calcular as cargas formais. Vamos precisar de:
  1. Contar o total de elétrons de valência.
  2. Escolher a ligação esquelética (H ligado a um oxigênio, que por sua vez liga ao Cl, e mais dois O ligados ao Cl).
  3. Distribuir elétrons para satisfazer o octeto (ou dueto, no caso do H).
  4. Ajustar usando ligações múltiplas se faltar octeto.
  5. Calcular as cargas formais em cada átomo.

Passo 2

Elétrons de valência:
– H: 1
– Cl: 7
3\timesO: 3\times6=18
Total = 1+7+18=26 elétrons

Passo 3

Esqueleto:
H–O–Cl–O–O
Em desenho linear:
O

H–O–Cl–O
Distribuímos primeiro uma ligação simples em cada segmento H–O, O–Cl, Cl–O, Cl–O. Isso consome 4 pares =8 elétrons.
Sobraram 26-8=18 elétrons para completar octetos.

Passo 4

  1. Complete o octeto dos oxigênios terminais inicialmente com pares isolados.
  2. Verifique octeto de Cl: ao final dessa etapa Cl ficaria com só ligações simples (4 pares) e sem pares livres, faltando octeto? Na verdade, Cl está no 3.º período e pode expandir para até 12 elétrons.
  3. Todavia, depois de completar os oxigênios com pares, sobram elétrons que devem formar ligações múltiplas C l=O para satisfazer octetos dos O sem criar excesso de cargas.
  4. O resultado final mais estável é:
    – O ligado a H faz somente ligações simples (H–O–Cl) e fica com 2 pares de elétrons livres.
    – Dois outros O formam dupla ligação com Cl, cada um com 2 pares livres.
    – Cl fica com 1 par livre extra.
Em notação de pontos (“·” para elétrons isolados):
O \cdot\cdot\cdot\cdotO
∥ ∥
\cdot\cdotO–Cl \cdot\cdot \cdot\cdotCl–O \cdot\cdot
∣ H ∣ H
O \cdot\cdot\cdot\cdotO
∥ ∥
\cdot\cdotO \cdot\cdotO
(Note que há duas estruturas-permutação equivalentes: troca-se qual dos dois O “duplos” está em cada posição.)

Passo 5

Cálculo de cargas formais em qualquer uma das estruturas de ressonância:
– Para cada átomo de oxigênio duplamente ligado:
\mathrm{FC}_O=6_{\rm val} - 4_{\rm lone} - \tfrac{4_{\rm bond}}{2}=6-4-2=0.
– Para o oxigênio do grupo –OH:
\mathrm{FC}_{O}=6 - 4_{\rm lone} - \tfrac{4_{\rm bond}}{2}=6-4-2=0.
– Para o hidrogênio:
\mathrm{FC}_H=1 - 0 - \tfrac{2}{2}=0.
– Para o cloro: ele faz 2 duplas (4 ligações simples equivalentes) +1 simples +1 par livre =5 pares de elétrons de ligação +1 par livre
\mathrm{FC}_{Cl}=7_{\rm val} - 2_{\rm lone} - \tfrac{10_{\rm bond}}{2}=7-2-5=0.
Todas as cargas formais são zero.

Resposta

As duas estruturas de ressonância (equivalentes) de \mathrm{HClO}_3 são:
Estrutura A:
O \cdot\cdot\cdot\cdotO
∥ ∥
\cdot\cdotO–Cl \cdot\cdot\cdot\cdotCl–O \cdot\cdot
∣ H ∣ H
O \cdot\cdot\cdot\cdotO
∥ ∥
\cdot\cdotO \cdot\cdotO
Estrutura B: (troca-se a posição dos dois oxigênios duplamente ligados, mantendo o –OH na mesma posição).
Em ambas, as cargas formais são
\mathrm{FC}_{Cl}=0
\mathrm{FC}_{O\,(=O)}=0
\mathrm{FC}_{O\,(OH)}=0
\mathrm{FC}_{H}=0.

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