Questão 01: Para cada uma das seguintes moléculas determine: 1) As Estrutura de Lewis; (II) tipo de ligação; (III) geometria molecular; (IV) polaridade; (V) Hibridização do átomo central VI) as possiveis estruturas de ressonância e, para o compostos \mathbf{S C N}^{\mathbf{1}}, use a carga formal para indicar a estrutura mais estável.
\mathrm{HClO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede, para as moléculas \mathrm{HClO_2} e \mathrm{SCN^-}, (I) estrutura de Lewis, (II) tipo de ligação, (III) geometria molecular, (IV) polaridade, (V) hibridização do átomo central e (VI) estruturas de ressonância; além disso, para \mathrm{SCN^-} devemos usar cargas formais para indicar a estrutura mais estável.

Passo 2

Para \mathrm{HClO_2}:
– Soma dos elétrons de valência:
1(\text{H}) + 7(\text{Cl}) + 2\times6(\text{O}) = 20\text{ e}^-.
– Esqueleto: Cl central ligado a dois O, e um destes O ligado a H.
– Distribuição: ligações H–O, O–Cl e C l=O usam 2+2+4=8 elétrons; restam 12 elétrons como pares isolados. Cada O atinge octeto (o O–H fica com 6 isolados, o O dupla fica com 4), e o Cl recebe um par isolado. A estrutura de Lewis é: \text{H–O–Cl–O}
com um par isolado no Cl, dois pares no O–H e dois pares no O═Cl.

Passo 3

Em \mathrm{HClO_2}:
(I I) As ligações O–H, O–Cl e Cl═O são covalentes polares (diferença de eletronegatividade grande).
(I I I) No átomo Cl há três pares de ligações (duas ligantes e uma dupla conta como uma região) e um par isolado ⇒ geometria eletrônica trigonal planar e geometria molecular angular (ângulo \approx 109\circ).
(I V) A molécula é polar pois os momentos dipolares não se cancelam.
(V) O Cl usa hibridização sp^2.

Passo 4

Estruturas de ressonância de \mathrm{HClO_2}:
\begin{aligned} &\text{(a) H–O–Cl═O}&&\quad\longleftrightarrow\quad\text{(b) H–O═Cl–O}\\\ &\text{com pares isolados ajustados para manter o octeto em cada O.} \end{aligned}

Passo 5

Para \mathrm{SCN^-}:
– Soma dos elétrons de valência:
6(\text{S}) + 4(\text{C}) + 5(\text{N}) + 1(\text{carga}^-) = 16\text{ e}^-.
– Esqueleto: S–C–N. Tentamos duas ligações duplas ou um triplo. As duas principais canonicais são:
(1) \mathrm{S=C=N^-} com duas ligações duplas;
(2) \mathrm{^-S–C\equiv N} com S simples e C≡N.

Passo 6

Cálculo das cargas formais:
Para (1) \mathrm{S=C=N^-}:
\begin{aligned} \mathrm{FC_S}&=6-(4+4/2)=0,\\\ \mathrm{FC_C}&=4-(0+8/2)=0,\\\ \mathrm{FC_N}&=5-(4+4/2)=-1. \end{aligned}
Para (2) \mathrm{^-S–C\equiv N}:
\begin{aligned} \mathrm{FC_S}&=6-(6+2/2)=-1,\\\ \mathrm{FC_C}&=4-(0+8/2)=0,\\\ \mathrm{FC_N}&=5-(2+6/2)=0. \end{aligned}
A estrutura (1) distribui a carga negativa no átomo mais eletronegativo \mathrm{N} e minimiza cargas formais em S e C, sendo a mais estável.

Passo 7

Em \mathrm{SCN^-} (estrutura majoritária \mathrm{S=C=N^-}):
(I I) As ligações são covalentes polares com caráter múltiplo (duplas).
(I I I) No C há duas regiões de ligação ⇒ geometria linear.
(I V) O íon é polarizado, mas por ser linear e ter momento resultante apontando de S e C para N^-, tem dipolo não nulo.
(V) O C central é sp (duas regiões de elétrons).
(V I) As ressonâncias são as duas descrevidas, mas a majoritária é \mathrm{S=C=N^-}.

Resposta

(a) Para \mathrm{HClO_2}:
I. H–O–C l=O com pares isolados conforme o passo 2.
II. Ligações covalentes polares.
III. Geometria molecular angular (eletrônica trigonal planar).
IV. Polar.
V. Hibridização sp^2 em Cl.
VI. Duas ressonâncias: H–O–Cl═O ⇌ H–O═Cl–O.
(b) Para \mathrm{SCN^-}:
I. Lewis: S=C=N^- (estrutura majoritária) e ⁻S–C≡N (secundária).
II. Covalentes polares com caráter múltiplo.
III. Linear.
IV. Polarizado (momento dipolar não se anula).
V. Hibridização sp em C.
VI. Ressonâncias conforme passo 5, sendo a mais estável \mathrm{S=C=N^-} por carga formal mínima.

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