A partir das teorias vistas em sala de aula, determine a geometria das moléculas abaixo:
(f) HCl

Passo 1

O enunciado pede a geometria molecular de \mathrm{HCl}. O conteúdo que vamos usar é a teoria VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), que relaciona o número de pares de elétrons ao redor do átomo central com a forma da molécula.

Passo 2

Identificamos o átomo central em \mathrm{HCl}: é o cloro, pois ele é o mais eletronegativo e comporta mais pares eletrônicos. O hidrogênio só forma um único enlace e não leva pares extras.

Passo 3

Contamos os pares eletrônicos ao redor de \mathrm{Cl}:
  • O cloro tem 7 elétrons de valência.
  • Ele forma um enlace simples com o hidrogênio, usando 1 elétron.
  • Restam 6 elétrons no cloro, ou seja, 3 pares isolados.
Logo, existem 1 par ligante ( \mathrm{Cl}–H) e 3 pares não ligantes, totalizando 4 pares ao redor de \mathrm{Cl}.

Passo 4

Pela teoria VSEPR, 4 pares eletrônicos se arranjam em geometria eletrônica tetraédrica para minimizar repulsões. Essa é a disposição dos pares de elétrons ao redor do cloro.

Passo 5

Na geometria molecular consideramos apenas as posições dos átomos. Como há apenas um átomo de hidrogênio ligado ao cloro, os demais três pares são invisíveis para a forma molecular, restando uma disposição em linha.
Portanto, o ângulo de ligação é de 180^\circ.

Resposta

A geometria molecular de \mathrm{HCl} é linear.

Exercícios relacionados