a) Qual é a forma do íon \mathrm{ClO}_{3}{ }^{-}? b) Quais são os valores esperados para os ângulos de ligação?

Passo 1

O enunciado pede duas coisas sobre o íon \mathrm{ClO}_3^-:
  • (a) determinar a forma (geometria molecular) do íon;
  • (b) estimar os valores esperados para os ângulos de ligação.
Informações que o problema dá (ou que precisamos inferir imediatamente):
  • O íon contém um cloro central e três oxigênios: \mathrm{ClO}_3^-.
  • Carga total do íon: -1.
  • Precisamos usar os elétrons de valência dos átomos e a carga para construir a estrutura de Lewis e, a partir dela, prever a geometria e ângulos.

Passo 2

Calcular o número total de elétrons de valência (procedimento passo a passo).
  • Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência; há 3 oxigênios: 3\times6=18.
  • Cloro tem 7 elétrons de valência: 7.
  • A carga -1 adiciona 1 elétron.
  • Total de elétrons de valência: 18+7+1=26. Vou usar esses 26 elétrons para montar a estrutura de Lewis.
Explicação rápida do porquê: somam-se os elétrons de valência de cada átomo e adiciona-se/subtrai-se elétrons conforme a carga do íon.

Passo 3

Primeira tentativa de estrutura: ligar o cloro aos três oxigênios com ligações simples e distribuir pares livres.
  • Ligações simples usam 2 elétrons cada; três ligações usam 3\times2=6 elétrons.
  • Restam 26-6=20 elétrons para colocar como pares livres.
  • Completar octeto dos três oxigênios: cada O ligado com simples precisa de 3 pares livres ( 6 elétrons), total 3\times6=18 elétrons.
  • Após colocar esses 18 elétrons sobra 20-18=2 elétrons, que vão no cloro como 1 par livre.
Agora calculamos cargas formais nessa estrutura (regra: \text{FC}= elétrons de valência do átomo - (eletrons não ligantes + metade dos elétrons ligantes)).
  • Para cada oxigênio simples: \text{FC}_\mathrm{O}=6-(6+1)= -1.
  • Para o cloro (com um par solitário e três ligações simples): \text{FC}_\mathrm{Cl}=7-(2+3)=+2.
  • Soma das FC: +2 + 3(-1) = -1 (coerente com a carga total), mas os valores de FC são altos (Cl em +2 é desfavorável). Portanto essa estrutura não é a melhor em termos de estabilizar cargas formais.

Passo 4

Melhorar a estrutura reduzindo cargas formais: formar duplas ligações Cl=O.
  • Se convertermos um dos pares de elétrons de um oxigênio em uma ligação dupla Cl=O, ajustamos os pares livres e as FC.
  • Montagem com uma dupla e duas simples (e mantendo o par solitário no Cl):
    • Contagem de elétrons: ligações usam 4+2+2=8 elétrons; pares não ligantes nos O: 4 no O duplamente ligado e 6 em cada O simples \Rightarrow 4+6+6=16; par livre no Cl =2. Total 8+16+2=26 (ok).
  • Cálculo das cargas formais nessa estrutura:
    • O duplamente ligado: \text{FC}=6-(4+2)=0.
    • Cada O simplesmente ligado: \text{FC}=6-(6+1)=-1.
    • Cloro (com um par solitário e três ligações, sendo uma dupla): \text{FC}=7-(2+4)=+1.
    • Soma das FC: +1+0+(-1)+(-1)=-1 (coerente). Essa distribuição é melhor porque as cargas formais são menores em módulo (valores +1, 0, -1 em vez de +2).

Passo 5

Resonância e bond order médio.
  • A dupla ligação pode estar em qualquer um dos três oxigênios — portanto existem três estruturas ressonantes equivalentes (uma dupla em cada O).
  • Por ressonância, o verdadeiro íon é uma média dessas estruturas; as três ligações Cl–O ficam equivalentes e têm caráter parcial de dupla ligação.
  • Ordem de ligação média entre Cl e O: \text{ordem média}=\frac{2+1+1}{3}=\frac{4}{3}\approx1{,}33.é
  • Conclusão desta etapa: estrutura de Lewis melhor descrita por ressonância; cada ligação Cl–O ≈ ordem 1{,}33.

Passo 6

Contar domínios eletrônicos e aplicar VSEPR para a geometria.
  • Ao redor do cloro na estrutura dominante (considerando ressonância) há:
    • três regiões ligantes (três ligações Cl–O, cada ligação simples/dupla conta como UMA região de ligação em VSEPR),
    • e um par de elétrons não ligantes sobre o Cl (colocado na construção).
  • Portanto número de domínios eletrônicos ao redor do Cl: 3+1=4.
  • Geometria eletrônica (considerando quatro domínios): tetraédrica.
  • Geometria molecular (considerando que um dos quatro domínios é um par livre): triângulo/pirâmide — ou seja, piramidal trigonal (trigonal pyramidal).
    • Analogia: mesmo tipo que \mathrm{NH}_3 (AZ _3E _1 no esquema VSEPR).
Explicação didática do porquê: em VSEPR cada domínio (ligação simples, dupla, tripla ou par isolado) ocupa um “espaço” ao redor do átomo e tenta ficar o mais afastado possível dos outros domínios. Pares não ligantes ocupam mais espaço que pares ligantes, empurrando os ângulos de ligação entre átomos.

Passo 7

Estimativa dos ângulos de ligação \mathrm{O{-}Cl{-}O}.
  • Ângulo tetraédrico ideal: \,109{,}5^\circ.
  • Presença de um par solitário (mais repulsivo que um par ligante) tende a diminuir os ângulos entre as ligações ligantes — efeito semelhante ao observado em \mathrm{NH}_3 (onde o ângulo H–N–H é cerca de 107^\circ).
  • Além disso, as ligações \mathrm{Cl{-}O} têm caráter parcial de dupla ligação (ordem \approx1{,}33), e ligações múltiplas tendem a exercer repulsão eletrônica um pouco maior que simples ligações; esse efeito pode contrabalançar parcialmente a compressão causada pelo par solitário.
  • Resultado líquido: os \mathrm{O{-}Cl{-}O} esperados ficam ligeiramente menores que 109{,}5^\circ, tipicamente perto de \sim107^\circ. Em termos práticos, é razoável prever um ângulo em torno de \,107^\circ (valor experimental/teórico comum para \mathrm{ClO}_3^- está perto disso).

Passo 8

Resumo intuitivo e motivador (rápido):
  • Desenhe sempre a estrutura de Lewis contando elétrons; compare cargas formais para escolher a melhor estrutura; lembre-se da ressonância.
  • Conte domínios (ligações e pares isolados) para aplicar VSEPR.
  • Pares isolados empurram ângulos para baixo; ligações múltiplas empurram mais que simples. No caso de \mathrm{ClO}_3^- os efeitos resultam num ângulo pouco menor que o tetraédrico.

Resposta

(a) Piramidal trigonal (trigonal pyramidal).
(b) Ângulo \mathrm{O{-}Cl{-}O} esperado aproximadamente \,107^\circ (ligeiramente menor que 109{,}5^\circ).

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