2.8 O pentacloreto de fósforo sólido é um sólido iônico composto de cátions
e ânions
, mas o vapor é molecular. Quais são as formas geométricas dos íons no sólido?
Passo 1
O enunciado pede: “Quais são as formas geométricas dos íons no sólido?” Os íons envolvidos são
(cátion) e
(ânion). Informação relevante dada: no sólido o composto é iônico composto desses íons (ou seja, cada espécie é um íon com geometria própria). A tarefa é determinar a geometria molecular (forma) de cada íon.
Passo 2
Como vamos proceder (regra prática que uso aqui): para prever a geometria de um íon molecular usamos a ideia de que a forma é determinada pelo número de “regiões de densidade eletrônica” (pares de ligação + pares isolados) ao redor do átomo central. Vou explicar como contar essas regiões para íons carregados.
Definições e fórmula útil (explicando cada símbolo):
- Seja
o número de elétrons de valência do átomo central (para fósforo, ). - Seja
a carga do íon (positiva para cátions, negativa para ânions). Ex.: para , ; para , . - Seja
o número de ligações simples que o átomo central forma (igual ao número de átomos ligados diretamente a ele: em , ; em , ). - O número efetivo de elétrons de valência no átomo central é
. (Se o íon é positivo, tira-se elétron; se for negativo, adiciona-se elétron.) - O número de pares isolados no átomo central é
- O número de regiões de densidade eletrônica é
. A geometria se obtém por comparar com as geometrias-padrão: 2 → linear, 3 → trigonal plana, 4 → tetraédrica, 5 → bipirâmide trigonal, 6 → octaédrica.
Vou aplicar isso passo a passo para cada íon.
Passo 3
Aplicação a
.
-
Dados para o átomo central (fósforo):
. A carga do íon é . O fósforo está ligado a quatro cloros, então . -
Calcular
:
- Calcular pares isolados
:
Não há pares isolados no fósforo.
- Número de regiões de densidade:
Quatro regiões implicam geometria tetraédrica. Conclusão: o íon
é tetraédrico (ângulos de ligação ideais
), porque tem quatro ligações e nenhum par isolado para distorcer a geometria.
Passo 4
Aplicação a
.
-
Dados: para o fósforo
. A carga do íon é . O fósforo está ligado a seis cloros, então . -
Calcular
:
- Calcular pares isolados
:
Também não há pares isolados no fósforo aqui.
- Número de regiões de densidade:
Seis regiões correspondem à geometria octaédrica (ângulos de ligação
entre ligantes). Conclusão: o íon
é octaédrico. Observação: isso implica que o fósforo está com um “octeto expandido” (doze elétrons ao seu redor, algo permitido para elementos da terceira linha da tabela), então a estrutura é quimicamente plausível.
Passo 5
Resumo físico e intuição rápida: ambos os íons não têm pares isolados no átomo de fósforo (ver cálculos), por isso adotam as geometrias ideais correspondentes ao número de ligantes — tetraédrica para quatro ligantes e octaédrica para seis. Na estrutura do sólido iônico
esses íons mantêm essas geometrias.