2.5 Qual a forma geométrica que você esperaria para:
\mathrm{XeOF}_{4}

Passo 1

O enunciado pede: qual a forma geométrica que se espera para a molécula \mathrm{XeOF}_4.
Informações relevantes extraídas do enunciado:
  • A fórmula molecular é \mathrm{XeOF}_4, ou seja, há um átomo de xenônio, um de oxigênio e quatro de flúor.
  • A molécula é neutra (não foi dada carga).
  • Não há figura fornecida.

Passo 2

Primeiro passo técnico-prático: contar os elétrons de valência disponíveis (isso é fundamental para desenhar a estrutura de Lewis).
  • Valência típica dos átomos (números de elétrons de valência):
    • Xenônio: \,8\, elétrons (grupo 18, pode expandir octeto).
    • Oxigênio: \,6\, elétrons.
    • Flúor: \,7\, elétrons cada.
Agora a soma total:
\text{elétrons totais} = 8 + 6 + 4\cdot 7 = 8 + 6 + 28 = 42.é
Portanto, a molécula tem \,42 elétrons de valência para distribuir.

Passo 3

Montar um esqueleto razoável: xenônio é o átomo menos eletronegativo entre os presentes (Xe, O, F), então ele será o átomo central ligado aos quatro \mathrm{F} e ao \mathrm{O}. Esqueleto inicial: \mathrm{F}-\mathrm{Xe}-\mathrm{F} (quatro F ao redor) e um oxigênio ligado a Xe.
Contando elétrons usados em ligações simples (cada ligação usa 2 elétrons):
  • Se fizermos 4 ligações \mathrm{Xe}-\mathrm{F} (simples) e 1 ligação \mathrm{Xe}-\mathrm{O} (a princípio simples), isso seria 5 ligações \times 2 = 10 elétrons, ou 5 pares ligados. Mas lembre: o oxigênio costuma precisar de 8 elétrons; pode ser necessário um duplo enlace Xe=O. Vamos calcular com detalhes.

Passo 4

Distribuir elétrons para completar octetos nos átomos terminais (flúor e oxigênio):
  • Cada flúor precisa de 3 pares não-ligantes (6 elétrons) além do par compartilhado na ligação com Xe. Para 4 flúors isso consome 4 \times 6 = 24 elétrons.
    Subtraindo do total:
42 - 24 = 18 \text{ elétrons restantes.}é
Descontando os elétrons usados nas ligações Xe–F (4 ligações \times 2 = 8 elétrons) e deixando provisoriamente uma ligação Xe–O simples ( 2 elétrons), o consumo total em ligações seria 8 + 2 = 10 elétrons. Vamos organizar melhor:
Outra maneira mais clara: suponha inicialmente ligações como 4 \mathrm{Xe}-\mathrm{F} simples e \mathrm{Xe}-\mathrm{O} simples.
  • Elétrons usados em todas as 5 ligações: 5 \times 2 = 10.
  • Após dar a cada F seus 3 pares (24 elétrons), restam 42 - 10 - 24 = 8 elétrons para colocar em \mathrm{O} e \mathrm{Xe} como pares isolados.
    Se colocarmos esses 8 elétrons no oxigênio, o oxigênio teria 4 pares não-ligantes + 1 ligação = 9 elétrons na sua “cerca” — excesso. Para satisfazer o octeto do oxigênio, o mais natural é formar um duplo enlace \mathrm{Xe}= \mathrm{O}.

Passo 5

Fazer o duplo enlace O=Xe resolve o octeto do oxigênio de forma mais natural. Vamos recontar com \mathrm{Xe}= \mathrm{O} (dupla ligação) e 4 ligações simples Xe–F.
  • Elétrons em ligações: 4 lig. Xe–F = 4\times 2 = 8 elétrons, mais Xe=O (dupla) = 4 elétrons. Total em ligações = 12 elétrons.
  • Restam 42 - 12 = 30 elétrons (ou 15 pares) para pares isolados.
  • Colocando os pares isolados nos flúors: cada F recebe 3 pares = 6 elétrons, para 4 F consome 24 elétrons (12 pares). Então restam 30 - 24 = 6 elétrons (3 pares).
  • O oxigênio, com dupla ligação, precisa de 2 pares isolados (4 elétrons) para completar seu octeto; atribuímos esses 4 elétrons (2 pares) ao oxigênio. Sobram 6 - 4 = 2 elétrons (1 par), que ficam como par isolado sobre o xenônio.
Portanto, na estrutura de Lewis resultante:
  • Xe está ligado a 4 F (ligações simples) e a O (dupla), e possui 1 par isolado.
  • Cada F tem 3 pares isolados.
  • O tem 2 pares isolados além da dupla ligação.

Passo 6

Verificar cargas formais (para confirmar a escolha do duplo enlace):
  • Formalmente:
    • Para \mathrm{F}: carga formal = 7 - (6 + 1) = 0 (cada F tem 6 elétrons não-ligantes + 1 elétron compartilhado atribuído).
    • Para \mathrm{O} no duplo enlace: carga formal = 6 - (4 + 2) = 0 (4 não-ligantes + 2 elétrons provenientes das duas ligações compartilhadas).
    • Para \mathrm{Xe}: carga formal = 8 - (2 + 6) = 0 (onde 2 é o par isolado no Xe e 6 é a parcela de elétrons atribuída das ligações: quatro ligações simples + uma dupla → total de 12 elétrons ligados, metade = 6).
      Todas cargas formais ficam próximas de zero, então a estrutura com \mathrm{Xe}= \mathrm{O} e um par isolado em Xe é a mais razoável.

Passo 7

Agora aplicar o princípio de contagem de domínios eletrônicos (VSEPR) para prever a geometria molecular:
  • Em VSEPR, cada região de densidade eletrônica (ligação simples, ligação dupla, ligação tripla ou par isolado) conta como um único domínio de elétrons ao redor do átomo central.
  • No xenônio temos:
    • 4 domínios correspondentes a ligações Xe–F (cada uma conta 1),
    • 1 domínio correspondente à ligação dupla Xe=O (conta 1),
    • 1 domínio correspondente ao par isolado em Xe.
  • Total de domínios eletrônicos = 4 + 1 + 1 = 6.
Se há 6 domínios, a geometria eletrônica (disposição dos domínios) é octaédrica. Agora, a geometria molecular (a posição somente dos átomos, ignorando o par isolado) para um caso octaédrico com 1 par isolado é a estrutura AX _5E _1: uma pirâmide com base quadrada — ou seja, pirâmide quadrada (square pyramidal).

Passo 8

Interpretação final e detalhes práticos:
  • Geometria eletrônica: octaédrica ( seis regiões de densidade ).
  • Geometria molecular: pirâmide quadrada (um átomo no ápice e quatro formando a base quadrada).
  • No caso concreto de \mathrm{XeOF}_4, a configuração esperada é: os quatro \mathrm{F} ocupam os quatro vértices de um quadrado (plano), o \mathrm{O} ocupa a posição axial oposta ao par isolado no Xe — portanto a molécula tem um átomo de oxigênio no “ápice” da pirâmide e o par isolado no lado oposto, resultando na pirâmide quadrada.
  • Exemplo análogo para fixar: \mathrm{BrF}_5 (brometo de pentafluoreto) também é AX _5E _1 e tem geometria molecular pirâmide quadrada — \mathrm{XeOF}_4 é análogo, exceto por o oxigênio formar duplo enlace com Xe em vez de um quinto flúor.

Passo 9

Observações finais úteis para a prova (dicas):
  • Sempre conte elétrons de valência primeiro.
  • Ao montar a estrutura de Lewis, lembre que duplas/triplas contam como um único domínio de repulsão em VSEPR.
  • Após determinar domínios eletrônicos, use a tabela padrão VSEPR para obter a geometria eletrônica e a geometria molecular (por exemplo, 6 domínios com 1 par isolado → pirâmide quadrada).
  • Calcule cargas formais para justificar ligações múltiplas quando necessário (como o duplo enlace Xe=O aqui).

Resposta

Geometria molecular: pirâmide quadrada (geometria eletrônica: octaédrica).

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