a) Qual é a forma do íon
? b) Quais são os valores esperados para os ângulos de ligação?
Passo 1
O enunciado pede duas coisas sobre o íon
:
- (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:
. - Carga total do íon:
. - 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
elétrons de valência; há oxigênios: . - Cloro tem
elétrons de valência: . - A carga
adiciona elétron. - Total de elétrons de valência:
. Vou usar esses 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
elétrons cada; três ligações usam elétrons. - Restam
elétrons para colocar como pares livres. - Completar octeto dos três oxigênios: cada O ligado com simples precisa de
pares livres ( elétrons), total elétrons. - Após colocar esses
elétrons sobra elétrons, que vão no cloro como 1 par livre.
Agora calculamos cargas formais nessa estrutura (regra:
elétrons de valência do átomo
(eletrons não ligantes
metade dos elétrons ligantes)).
- Para cada oxigênio simples:
. - Para o cloro (com um par solitário e três ligações simples):
. - Soma das FC:
(coerente com a carga total), mas os valores de FC são altos (Cl em 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
elétrons; pares não ligantes nos O: no O duplamente ligado e em cada O simples ; par livre no Cl . Total (ok).
- Contagem de elétrons: ligações usam
- Cálculo das cargas formais nessa estrutura:
- O duplamente ligado:
. - Cada O simplesmente ligado:
. - Cloro (com um par solitário e três ligações, sendo uma dupla):
. - Soma das FC:
(coerente). Essa distribuição é melhor porque as cargas formais são menores em módulo (valores +1, 0, -1 em vez de +2).
- O duplamente ligado:
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:
- Conclusão desta etapa: estrutura de Lewis melhor descrita por ressonância; cada ligação Cl–O ≈ ordem
.
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:
. - 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
(AZ E no esquema VSEPR).
- Analogia: mesmo tipo que
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
.
- Ângulo tetraédrico ideal:
. - 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
(onde o ângulo H–N–H é cerca de ). - Além disso, as ligações
têm caráter parcial de dupla ligação (ordem ), 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
esperados ficam ligeiramente menores que , tipicamente perto de . Em termos práticos, é razoável prever um ângulo em torno de (valor experimental/teórico comum para 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
os efeitos resultam num ângulo pouco menor que o tetraédrico.
Resposta
(a) Piramidal trigonal (trigonal pyramidal).
(b) Ângulo esperado aproximadamente
(ligeiramente menor que
).
(b) Ângulo