Dê a hibridação do átomo em vermelho negrito do íon \mathrm{ClO}_{3}{ }^{-} e identifique o número de ligações \sigma(sigma)e \pi(pi).

Passo 1

O enunciado pede duas coisas referentes ao átomo em vermelho negrito do íon \mathrm{ClO}_3^{-}:
  • determinar a hibridação desse átomo (assumindo que esse átomo em vermelho é o átomo central, o cloro);
  • identificar o número de ligações \sigma e de ligações \pi envolvendo esse átomo (ou seja, quantas ligações \sigma e \pi saem do átomo central).
Informações fornecidas / que vamos usar:
  • fórmula do íon: \mathrm{ClO}_3^{-}.
  • carga total do íon: -1.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (isso é o começo da construção da estrutura de Lewis).
  • O cloro tem 7 elétrons de valência: 7.
  • Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência, e há três oxigênios: 3\times 6 = 18.
  • Soma dos elétrons de valência dos átomos = 7 + 18 = 25.
  • Como o íon tem carga -1, acrescenta-se 1 elétron: total de elétrons = 25 + 1 = 26.
  • Em pares de elétrons, isso é 26 elétrons = 13 pares.
Explicação didática: para montar a estrutura de Lewis sempre somamos os elétrons de valência de cada átomo e depois adicionamos/subtraímos elétrons conforme a carga do íon. Trabalhar em pares facilita a distribuição das ligações e dos pares isolados.

Passo 3

Montagem inicial da estrutura de Lewis e preenchimento de octetos (passo a passo).
  • Coloca-se o átomo menos eletronegativo como centro: aqui é \mathrm{Cl}. Liga-se \mathrm{Cl} aos três \mathrm{O} com ligações simples primeiro. Cada ligação simples consome 1 par de elétrons.
    • Pares usados em ligações iniciais: 3 pares.
    • Pares restantes: 13-3 = 10 pares.
  • Completar os octetos dos oxigênios primeiro: se todas as três O estiverem com ligação simples, cada O precisa de 3 pares isolados para completar octeto.
    • Pares para os três O como lig. simples: 3\times 3 = 9 pares.
    • Pares restantes após isso: 10 - 9 = 1 par.
  • Esse 1 par restante fica no cloro como par isolado (lone pair).
Resultado desta disposição:
  • Cl: ligado a 3 O por ligações simples e tem 1 par isolado.
  • Cada O ligado simples tem 3 pares isolados (octeto completo).
  • Verificação de cargas formais nessa estrutura (ainda não a final mais importante): os 3 O ligados por simples ficariam com carga formal -1 cada um e o Cl teria carga formal +2 — isso dá a carga total -1, mas as cargas formais são altas (não ideal). Por isso procuramos formas de reduzir cargas formais com ligações duplas.
Didática: sempre complete octetos dos elementos mais eletronegativos primeiro (oxigênio), depois ajuste o central se necessário formando ligações múltiplas para minimizar cargas formais.

Passo 4

Formação de ligações duplas para reduzir cargas formais e consideração das estruturas de ressonância.
  • Podemos reduzir cargas formais movendo um par isolado de um oxigênio para formar uma ligação dupla \mathrm{Cl}= \mathrm{O}. Fazendo isso para um dos O:
    • Resultado típico: uma estrutura com uma ligação dupla \mathrm{Cl}= \mathrm{O}, duas ligações simples \mathrm{Cl}-\mathrm{O}^{-}, e o cloro com um par isolado adicional.
    • Nessa estrutura o cloro fica com carga formal +1; os oxigênios: um com carga 0 (o ligado por dupla) e dois com carga -1.
  • Como existem três oxigênios equivalentes por rotação/ressonância, existem três estruturas de ressonância equivalentes em que a dupla pode estar em qualquer uma das três posições. O verdadeiro íon é o híbrido de ressonância dessas três estruturas: as três ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O} ficam equivalentes e têm ordem de ligação média entre 1 e 2 (aproximadamente 1\frac{1}{3}).
Didática: ressonância significa que a verdadeira distribuição eletrônica é uma média das estruturas canônicas; uma ligação dupla localizada em cada estrutura canônica resulta em uma ligação parcialmente dupla (delocalizada) no híbrido.

Passo 5

Determinação da hibridação do átomo central pela contagem de regiões de densidade eletrônica (método prático).
  • Regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central (Cl): conta-se apenas os vínculos sigma e os pares isolados (cada ligação múltipla conta como uma única região para VSEPR/hibridação).
    • No esquema de ressonância/na estrutura canônica com uma dupla: o cloro tem três ligações simples/sigma aos O (cada ligação Cl–O tem um componente \sigma), e além disso tem um par isolado.
    • Portanto, número de regiões = 3 (lig. \sigma) + 1 (par isolado) =4.
  • Regra prática de hibridação:
    • 2 regiões → \mathrm{sp}
    • 3 regiões → \mathrm{sp^2}
    • 4 regiões → \mathrm{sp^3}
  • Conclusão: com 4 regiões ao redor do Cl, a hibridação do átomo central é \mathrm{sp^3}.
Explicação adicional e prevenção de confusão: embora o cloro esteja envolvido em uma ligação dupla em cada estrutura canônica, a dupla utiliza uma orbitais não hibridizado (normalmente um orbital p) para formar a \pi. A hibridação é determinada pelas regiões de densidade (sigmas + pares isolados); a presença de um \pi não aumenta a contagem de regiões.

Passo 6

Contagem explícita das ligações \sigma e \pi envolvendo o átomo central.
  • Cada ligação simples \mathrm{Cl}-\mathrm{O} contém uma ligação \sigma (uma apenas).
  • Uma ligação dupla \mathrm{Cl}=\mathrm{O} contém uma ligação \sigma e uma ligação \pi.
  • No híbrido de ressonância do íon \mathrm{ClO}_3^{-} temos, efetivamente, três ligações \mathrm{Cl}-\mathrm{O} equivalentes, cada uma contendo um \sigma (portanto sempre 3 ligações \sigma entre Cl e O).
  • Quanto às ligações \pi: nas estruturas canônicas há apenas uma ligação \pi localizada (uma dupla) em cada estrutura, mas no híbrido essa \pi está deslocalizada sobre as três ligações. O número total de ligações \pi (contadas por par de elétrons \pi disponíveis envolvendo o Cl) é 1 (delocalizada entre as três O).
  • Resumo:
    • Número de ligações \sigma envolvendo o Cl: 3.
    • Número de ligações \pi envolvendo o Cl: 1 (delocalizada).
Didática sobre como contar: conte sempre um \sigma por cada ligação simples e mais um \sigma por cada ligação múltipla; conte as \pi adicionais como uma por cada ligação dupla/tripla extra. Para ligações delocalizadas, conta-se o número total de pares \pi no sistema (aqui 1 par \pi envolvendo o cloro).

Passo 7

Interpretação orbital simples (por que há \mathrm{sp^3} e ainda uma \pi):
  • Com hibridação \mathrm{sp^3}, o átomo central tem quatro orbitais híbridos dirigidos aproximadamente tetraedricamente; três desses híbridos fazem as ligações \sigma com os oxigênios e um contém o par isolado.
  • A formação da \pi delocalizada envolve orbitais atômicos não-hibridizados (por exemplo um orbital p disponível no cloro) que se sobrepõem lateralmente com orbitais p dos oxigênios para formar a nuvem \pi deslocalizada. Por isso é possível ter \mathrm{sp^3} e ainda uma ligação \pi em sistemas com expansão do octeto (terceira camada com orbitais d também pode participar em descrições antigas, mas a explicação por ressonância e por orbitais p não hibridizados é suficiente e mais moderna).
Breve encorajamento: é normal confundir “número de ligações” com “hibridação”; sempre lembre de contar regiões de densidade eletrônica (sigmas + pares) para achar a hibridação e depois separar quantas dessas ligações possuem \pi adicionais.

Resposta

Hibridação do átomo central (Cl): \mathrm{sp^3}
Número de ligações \sigma envolvendo o átomo central: 3
Número de ligações \pi envolvendo o átomo central: 1 (delocalizada sobre as três ligações Cl–O)

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