\mathbf{2}^{\mathbf{a}} QUESTÃO. O cloro (Cl) é um elemento da família 7A e do terceiro período da tabela periódica. Neste mesmo período, à esquerda do cloro, encontramos os seguintes elementos, em ordem crescente de número atômico: sódio (Na), magnésio (Mg), alumínio (\mathrm{Al}), silício (Si), fósforo § e enxofre (S). Com base nisso, responda às perguntas a seguir:
a) Indique as fórmulas dos compostos binários que podem ser formados entre o cloro (Cl) e os elementos listados acima.
b) Qual é o nome do composto binário formado entre o cloro (Cl) e o alumínio (Al)?
c) Qual desses compostos possui o “caráter iônico” mais acentuado? Justifique sua resposta.
d) Como varia o ponto de fusão dos compostos iônicos formados? Organize-os em ordem crescente de ponto de fusão.
e) Determine a geometria molecular do composto binário formado entre o cloro (Cl) e o silício (Si) e defina a polaridade da molécula.

Passo 1

O enunciado dá as seguintes informações e perguntas:
  • Dado: o cloro ( \mathrm{Cl}) pertence à família 7A (halogênios) e ao terceiro período.
  • No mesmo período, à esquerda do cloro, estão, em ordem crescente de número atômico: sódio ( \mathrm{Na}), magnésio ( \mathrm{Mg}), alumínio ( \mathrm{Al}), silício ( \mathrm{Si}), fósforo ( \mathrm{P}) e enxofre ( \mathrm{S}).
  • Perguntas:
    a) Indicar as fórmulas dos compostos binários que podem ser formados entre \mathrm{Cl} e cada um desses elementos.
    b) Nome do composto binário formado entre \mathrm{Cl} e \mathrm{Al}.
    c) Qual desses compostos tem o caráter iônico mais acentuado e justificar.
    d) Como varia o ponto de fusão dos compostos iônicos formados — organizar em ordem crescente de ponto de fusão.
    e) Determinar a geometria molecular do composto formado entre \mathrm{Cl} e \mathrm{Si} e definir a polaridade da molécula.

Passo 2

Primeiro conceito que precisamos: elétrons de valência e como se obtêm fórmulas de compostos binários simples.
  • Cada elemento do terceiro período tem um número definido de elétrons de valência (elétrons na camada mais externa): eu pego isso da tabela periódica. Vou listar de forma direta:
    \mathrm{Na} tem 1 elétron de valência, \mathrm{Mg} tem 2, \mathrm{Al} tem 3, \mathrm{Si} tem 4, \mathrm{P} tem 5 e \mathrm{S} tem 6. O \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência.
  • Regra prática para formar fórmulas: átomos tendem a completar a camada externa (regra do octeto) — metais tendem a perder elétrons (formando cátions), não metais tendem a ganhar elétrons (formando ânions) ou compartilhar elétrons (ligações covalentes). Para halogênios ( \mathrm{Cl}) é muito comum ganhar 1 elétron e formar o íon \mathrm{Cl^-}.
Vou usar esse raciocínio (transferência de elétrons quando for metal + halogênio; compartilhamento quando for não-metal com não-metal) para formar as fórmulas.

Passo 3

Construindo fórmulas por contagem de elétrons (explicação passo a passo e exemplos):
  • Se um metal M tende a formar um cátion com carga +n e o cloro forma \mathrm{Cl^-}, a fórmula neutra combina cargas de modo que a soma seja zero. Exemplo genérico: para M^{+1} com \mathrm{Cl^-} fica M\mathrm{Cl}; para M^{+2} com \mathrm{Cl^-} fica M\mathrm{Cl}_2; para M^{+3} fica M\mathrm{Cl}_3.
  • Para elementos não metálicos (como \mathrm{Si}, \mathrm{P}, \mathrm{S}) frequentemente teremos ligações covalentes: cada ligação compartilha um par de elétrons. Para completar o octeto do elemento central, contamos quantos átomos de cloro são necessários. Por exemplo, \mathrm{Si} tem 4 elétrons de valência; precisa formar 4 ligações simples com \mathrm{Cl} para completar 8 elétrons => fórmula \mathrm{SiCl_4}.

Passo 4

Aplicando o raciocínio para cada elemento (vou indicar a fórmula e explicar por que):
  • Sódio: \mathrm{Na} tende a +1. Combina com \mathrm{Cl^-} dando fórmula \mathrm{NaCl}. (Um elétron do \mathrm{Na} sobra para o \mathrm{Cl}.)
  • Magnésio: \mathrm{Mg} tende a +2. Com \mathrm{Cl^-} precisa de dois cloros para neutralizar: \mathrm{MgCl_2}.
  • Alumínio: \mathrm{Al} tende a +3. Com \mathrm{Cl^-} precisa de três cloros: \mathrm{AlCl_3}.
  • Silício: \mathrm{Si} é não-metalmetálico com 4 elétrons de valência; forma quatro ligações covalentes com cloro: \mathrm{SiCl_4}.
  • Fósforo: \mathrm{P} tem 5 elétrons de valência; para completar o octeto pode formar 3 ligações simples e ficar com um par livre => \mathrm{PCl_3}. Também é possível que o fósforo expanda sua valência (ter 5 ligações) formando \mathrm{PCl_5} (fosfórico estado +5) — ambos existem, sendo \mathrm{PCl_3} e \mathrm{PCl_5} caráter covalente.
  • Enxofre: \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência; pode fazer 2 ligações simples formando \mathrm{SCl_2}. Existem também outros cloretos de enxofre (por ex. \mathrm{S_2Cl_2}, \mathrm{SCl_4} é instável, etc.), mas o mais simples e comum é \mathrm{SCl_2}.

Passo 5

Resposta da letra (a) organizada e com explicação curta para cada fórmula (resumo didático):
  • \mathrm{NaCl}: porque \mathrm{Na} perde 1 elétron ( +1) e \mathrm{Cl} ganha 1 elétron ( -1).
  • \mathrm{MgCl_2}: porque \mathrm{Mg} forma +2 e precisa de dois \mathrm{Cl^-}.
  • \mathrm{AlCl_3}: porque \mathrm{Al} forma +3 e precisa de três \mathrm{Cl^-}.
  • \mathrm{SiCl_4}: porque \mathrm{Si} compartilha seus 4 elétrons com quatro \mathrm{Cl} (ligações covalentes).
  • \mathrm{PCl_3} (e também \mathrm{PCl_5} como possibilidade): \mathrm{P} pode formar 3 ligações simples ou expandir a valência e formar 5.
  • \mathrm{SCl_2} (e também outros cloretos como \mathrm{S_2Cl_2}): enxofre frequentemente faz 2 ligações com cloro no composto mais simples.

Passo 6

Parte (b): nome do composto entre \mathrm{Cl} e \mathrm{Al}.
Explicação de nomenclatura rápida e direta: para compostos iônicos simples metal-haleto usa-se “cloreto de” + nome do metal. Para compostos covalentes pode usar prefixos, mas \mathrm{AlCl_3} é comumente chamado de “cloreto de alumínio” ou “triclorido de alumínio”. O nome usual e aceito em química inorgânica básica é “cloreto de alumínio”.

Passo 7

Parte (c): qual composto tem caráter iônico mais acentuado — explicação teórica e escolha.
Conceitos necessários:
  • Eletronegatividade: medida de quanto um átomo puxa elétrons numa ligação. Diferença de eletronegatividade entre dois átomos indica tendência à formação de ligação iônica (diferença grande) ou covalente (diferença pequena).
  • Valores típicos de eletronegatividade de Pauling aproximados que vou usar (apenas para comparação): \mathrm{Na}\approx0{,}9, \mathrm{Mg}\approx1{,}3, \mathrm{Al}\approx1{,}6, \mathrm{Cl}\approx3{,}0. A diferença maior com \mathrm{Cl} tende a dar caráter mais iônico.
  • Regras de Fajans: cátions pequenos e muito carregados ( \mathrm{Al^{3+}}) polarizam o ânion e tornam a ligação mais covalente; cátions maiores e com menor carga (ex.: \mathrm{Na^+}) dão ligações mais iônicas.
Aplicando:
  • Diferenças aproximadas \Delta\chi: \mathrm{NaCl}: cerca de 2{,}1; \mathrm{MgCl_2}: cerca de 1{,}7; \mathrm{AlCl_3}: cerca de 1{,}4. Pelo critério de diferença de eletronegatividade, \mathrm{NaCl} apresenta a maior diferença e, portanto, maior caráter iônico. Além disso, \mathrm{Al^{3+}} é muito polarizante e torna \mathrm{AlCl_3} bastante covalente (até dimeriza em fase gasosa/condensada em algumas condições). Logo a resposta: o composto com caráter iônico mais acentuado é \mathrm{NaCl}.
    Justificativa resumida: maior diferença de eletronegatividade entre \mathrm{Na} e \mathrm{Cl} e menor polarização do ânion por parte de \mathrm{Na^+} comparado a \mathrm{Mg^{2+}} e especialmente \mathrm{Al^{3+}}.

Passo 8

Parte (d): variação do ponto de fusão entre os compostos iônicos formados — como ordenar e por quê.
Conceitos:
  • Para compostos iônicos, o ponto de fusão está fortemente ligado à energia reticular, que depende das cargas dos íons e dos raios iônicos: maior carga e menores raios dão energia reticular maior → maior ponto de fusão.
  • Aqui comparamos \mathrm{NaCl} (íons +\!1 e -\!1), \mathrm{MgCl_2} (íons +\!2 e -\!1), e \mathrm{AlCl_3} (formalmente +\!3 e -\!1 mas com forte caráter covalente). Na prática experimental:
    • \mathrm{AlCl_3} tem ponto de fusão relativamente baixo (~ 192^\circ\mathrm{C}) porque é covalente/dimeriza e não forma uma rede iônica tão estável.
    • \mathrm{MgCl_2} tem ponto de fusão mais alto (~ 714^\circ\mathrm{C}).
    • \mathrm{NaCl} tem ponto de fusão ainda mais alto (~ 801^\circ\mathrm{C}).
  • Conclusão: em ordem crescente de ponto de fusão (do menor para o maior): \mathrm{AlCl_3} < \mathrm{MgCl_2} < \mathrm{NaCl}.
    Motivo curto: \mathrm{AlCl_3} é menos iônico, \mathrm{MgCl_2} tem maior carga efetiva e energia reticular alta, e \mathrm{NaCl} apresenta alta energia reticular por empacotamento iônico favorável e estabilidade da rede cristalina.

Passo 9

Parte (e): geometria molecular de \mathrm{SiCl_4} e polaridade — explicação passo a passo com VSEPR e dipolos.
  • Primeiro, extensão de valência e pares de elétrons: o silício central tem 4 elétrons de valência e forma 4 ligações simples com quatro átomos de cloro; não há pares não ligantes no silício (somente quatro pares ligantes).
  • Teoria VSEPR (Geometria por Repulsão de Pares de Elétrons da Camada de Valência): quatro pares ligantes ao redor do átomo central se arranjam tentando ficar o mais afastados possível no espaço — a configuração que maximiza essa separação é a geometria tetraédrica, com ângulos aproximados de 109{,}5^\circ.
  • Assim, a geometria de \mathrm{SiCl_4} é tetraédrica.
  • Sobre polaridade: cada ligação Si–Cl é polar (porque \mathrm{Cl} é mais eletronegativo que \mathrm{Si}), então cada ligação tem um dipolo. Porém, na geometria tetraédrica perfeitamente simétrica os quatro vetores dipolares se cancelam mutuamente. Resultado: a molécula é apolar (ou seja, dipolo resultante zero).
  • Resumo: geometria tetraédrica; molécula apolar (não polar).

Resposta

(a) \mathrm{NaCl},\; \mathrm{MgCl_2},\; \mathrm{AlCl_3},\; \mathrm{SiCl_4},\; \mathrm{PCl_3} (e também \mathrm{PCl_5} como possibilidade),; \mathrm{SCl_2} (e outros cloretos como \mathrm{S_2Cl_2}).
(b) Cloreto de alumínio (ou tricloreto de alumínio): \mathrm{AlCl_3}.
(c) \mathrm{NaCl}. Justificativa: maior diferença de eletronegatividade e menor polarização do ânion pelo cátion (logo maior caráter iônico).
(d) Ordem crescente de ponto de fusão: \mathrm{AlCl_3} < \mathrm{MgCl_2} < \mathrm{NaCl}.
(e) Geometria: tetraédrica; polaridade: molécula apolar (não polar) — \mathrm{SiCl_4} é tetraédrica e os dipolos Si–Cl se cancelam.

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