Questão 1 - Para cada espécie química abaixo:
  1. Represente a estrutura de Lewis.
  2. Calcule a carga formal em cada átomo.
  3. Determine a geometria do domínio eletrônico e a geometria molecular segundo a teoria VSEPR.
    a) \mathrm{AsF}_{6}{ }^{-}
    b) \mathrm{NCS}^{-}
    c) \mathrm{ClF}_{3}
    d) \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}
    e) \mathrm{ICl}_{4}^{-}
    f) \mathrm{ClO}_{4}^{-}
    g) \mathrm{IF}_{7}
    h) \mathrm{BeCl}_{2}

Passo 1

O enunciado pede, para cada espécie química listada, três coisas:
  1. Representar a estrutura de Lewis (mostrando ligações e pares isolados).
  2. Calcular a carga formal em cada átomo.
  3. Determinar a geometria do domínio eletrônico e a geometria molecular segundo VSEPR.
As espécies são:
  • (a) \mathrm{AsF}_{6}^{-}
  • (b) \mathrm{NCS}^{-}
  • (c) \mathrm{ClF}_{3}
  • (d) \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}
  • (e) \mathrm{ICl}_{4}^{-}
  • (f) \mathrm{ClO}_{4}^{-}
  • (g) \mathrm{IF}_{7}
  • (h) \mathrm{BeCl}_{2}
Informações que vou usar em cada caso (sempre vou listar explicitamente): número de elétrons de valência de cada átomo, total de elétrons para a espécie (incluindo carga), distribuição de pares de elétrons para completar octetos quando possível (respeitando a possibilidade de expansão do octeto para átomos do 3º período em diante), cálculo de cargas formais com a fórmula
\text{carga formal} = V - N - \frac{B}{2},
onde V é o nº de elétrons de valência livres do átomo isolado, N é o nº de elétrons não ligantes (pares isolados) atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis, e B é o nº total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (contados como elétrons, não pares).
A resolução detalhada começa no passo seguinte.

Passo 2

Espécie (a) \mathrm{AsF}_{6}^{-}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • As: \,5 elétrons de valência.
  • Cada F: \,7 elétrons de valência \times 6 = 42.
  • Carga -1: adiciona 1 elétron.
    Total =5+42+1=48 elétrons =24 pares.
  1. Esqueleto e distribuição:
  • Coloco \mathrm{As} no centro ligado a 6 \mathrm{F} por ligações simples: isso usa 6 ligações =12 elétrons.
  • Restam 48-12=36 elétrons para pares isolados, que cabem perfeitamente dando a cada \mathrm{F} três pares isolados (cada F fica com octeto completo).
  • \mathrm{As} não recebe pares isolados neste arranjo.
  1. Cálculo de cargas formais:
  • Para cada F: V=7, N=6 (três pares), B=2 (uma ligação)
\text{FC}_\mathrm{F}=7-6-\tfrac{2}{2}=7-6-1=0.
  • Para As: V=5, N=0, B=12 (seis ligações)
\text{FC}_\mathrm{As}=5-0-\tfrac{12}{2}=5-6=-1.
Resultado: cada F tem carga formal 0; As tem carga formal -1. Soma = -1 como esperado.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios eletrônicos ao redor de As: 6 ligações e 0 pares isolados \Rightarrow 6 domínios \Rightarrow geometria do domínio eletrónico: octaédrica.
  • Como não há pares isolados no centro, a geometria molecular também é octaédrica.

Passo 3

Espécie (b) \mathrm{NCS}^{-} (ânion tiocianato). Aqui é importante reconhecer ressonância possível e a conectividade mais usual é \mathrm{N}-\mathrm{C}-\mathrm{S}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • N: 5, C: 4, S: 6, carga -1 adiciona 1.
    Total =5+4+6+1=16 elétrons =8 pares.
  1. Construção da estrutura de Lewis (sugestão passo a passo):
  • Esqueleto linear \mathrm{N}-\mathrm{C}-\mathrm{S}.
  • Para completar octetos com 16 elétrons uma distribuição eficiente é formar uma tripla entre N e C e uma ligação simples entre C e S:
    • Ligações: \mathrm{N}\equiv\mathrm{C}-\mathrm{S}. Ligações usam 3+1=4 ligações =8 elétrons.
    • Restam 16-8=8 elétrons (4 pares) para pares isolados: colocam-se 3 pares em S (6 elétrons) e 1 par em N (2 elétrons).
    • Assim N tem um par isolado + 3 ligações (total 8e), C fica sem pares (satisfaz octeto por ligações), S tem 3 pares + 1 ligação (total 8e).
  1. Cálculo de cargas formais para essa forma:
  • N: V=5, N=2 (um par), B=6 (três ligações)
\text{FC}_\mathrm{N}=5-2-\tfrac{6}{2}=5-2-3=0.
  • C: V=4, N=0, B=8 (uma ligação simples + uma tripla = 4 ligações em elétrons)
\text{FC}_\mathrm{C}=4-0-\tfrac{8}{2}=4-4=0.
  • S: V=6, N=6 (três pares), B=2
\text{FC}_\mathrm{S}=6-6-\tfrac{2}{2}=6-6-1=-1.
Resultado desta forma: carga localizada em S como -1.
  1. Ressonância e alternativa:
  • Existe ressonância com estrutura \mathrm{^-N}=\mathrm{C}\equiv\mathrm{S} (ou com cargas parcializadas), ou conectividade invertida \mathrm{S}-\mathrm{C}-\mathrm{N} dependendo do tiócianato vs isotiocianato. A forma que desenhei ( \mathrm{N}\equiv\mathrm{C}-\mathrm{S}^{-}) é uma das principais contribuintes e coloca a carga negativa principalmente no S. As formas de ressonância mostram delocalização parcial do elétron extra entre N e S.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Átomo central é o C: tem duas regiões de densidade eletrônica (ligação para N e para S) → 2 domínios.
  • Domínio eletrônico em torno de C: linear.
  • Geometria molecular: linear (cadeia N–C–S é linear).

Passo 4

Espécie (c) \mathrm{ClF}_{3}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Cl: 7, cada F: 7 7+3\cdot7=28 elétrons =14 pares.
  1. Estrutura de Lewis:
  • Cl no centro ligado a 3 F por ligações simples: usa 3 ligações =6 elétrons.
  • Restam 28-6=22 elétrons para pares isolados.
  • Cada F recebe 3 pares isolados (3×6 = 18 elétrons).
  • Restam 22-18=4 elétrons, que ficam como 2 pares isolados no Cl central.
  • Resultado: Cl com 3 ligações e 2 pares isolados.
  1. Cálculo de cargas formais:
  • Cada F: V=7, N=6, B=2 \text{FC}_\mathrm{F}=7-6-1=0.
  • Cl: V=7, N=4, B=6 \text{FC}_\mathrm{Cl}=7-4-\tfrac{6}{2}=7-4-3=0.
    Todas as cargas formais zero.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de Cl: 3 ligações + 2 pares isolados =5 domínios → geometria eletrônica: bipirâmide trigonal.
  • Distribuição de pares isolados: pares isolados ocupam posições equatoriais (maior separação), restando os 3 ligantes nas posições equatoriais/axiais que resultam na forma molecular chamada “T-shaped” (em T).
  • Logo: geometria do domínio eletrônico = bipirâmide trigonal; geometria molecular = “T-shaped” (T).

Passo 5

Espécie (d) \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • S: 6, H: 1 cada → 6+2\cdot1=8 elétrons =4 pares.
  1. Estrutura de Lewis:
  • S central ligado a dois H por ligações simples: usa 2 ligações =4 elétrons.
  • Restam 8-4=4 elétrons (=2 pares) que ficam como pares isolados no S.
  • Cada H tem seu par de elétrons de ligação; não há pares isolados em H.
  1. Cargas formais:
  • H: V=1, N=0, B=2 \text{FC}_\mathrm{H}=1-0-\tfrac{2}{2}=0.
  • S: V=6, N=4, B=4 \text{FC}_\mathrm{S}=6-4-\tfrac{4}{2}=6-4-2=0.
    Todas cargas formais zero.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de S: 2 ligações + 2 pares isolados =4 domínios → geometria eletrônica: tetraédrica.
  • Com dois pares isolados, a geometria molecular (posição apenas dos átomos) é “angular” ou “dobrável” (bent). Na prática para \mathrm{H}_2\mathrm{S} o ângulo H–S–H é menor que em \mathrm{H}_2\mathrm{O} por diferença de repulsão e orbitais; VSEPR prevê angular (aprox. 104,5° como previsão qualitativa; experimentalmente em H2S é ~92° por efeitos de ligação ênfase em orbitais p).

Passo 6

Espécie (e) \mathrm{ICl}_{4}^{-}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • I: 7, Cl: 7 cada → 7+4\cdot7=35. Carga -1 adiciona 1 → total 36 elétrons =18 pares.
  1. Estrutura de Lewis:
  • I central ligado a 4 Cl por ligações simples: usa 4 ligações =8 elétrons.
  • Restam 36-8=28 elétrons para pares isolados.
  • Cada Cl recebe 3 pares isolados (4×6 = 24 elétrons).
  • Restam 28-24=4 elétrons (2 pares) que ficam como pares isolados no I central.
  • Resultado: I com 4 ligações e 2 pares isolados.
  1. Cálculo de cargas formais:
  • Cada Cl: V=7, N=6, B=2 \text{FC}_\mathrm{Cl}=7-6-1=0.
  • I: V=7, N=4, B=8 \text{FC}_\mathrm{I}=7-4-\tfrac{8}{2}=7-4-4=-1.
    Logo I tem carga formal -1 e Cl são neutros, soma -1 como esperado.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de I: 4 ligações + 2 pares isolados =6 domínios → geometria eletrônica: octaédrica.
  • Dois pares isolados preferencialmente ficam opostos (trans) para minimizar repulsões; assim os quatro ligantes ficam em um plano formando uma figura quadrada plana.
  • Geometria molecular: quadrado planar (square planar).

Passo 7

Espécie (f) \mathrm{ClO}_{4}^{-} (perclorato).
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Cl: 7, O: 6 cada → 7+4\cdot6=31. Carga -1 adiciona 1 → total 32 elétrons =16 pares.
  1. Estrutura de Lewis e ressonância:
  • Esqueleto: Cl central ligado a 4 O.
  • Uma distribuição possível com elétrons de pares isolados é formar ligações simples Cl–O e atribuir 3 pares isolados a cada O (usando 8 elétrons em ligações + 24 elétrons em pares isolados = 32), mas isso dá cargas formais grandes (Cl com carga positiva alta).
  • Para reduzir cargas formais, formam-se ligações duplas Cl=O em algumas das O, gerando estruturas de ressonância. Várias estruturas de ressonância são possíveis (diferenças no número de ligações duplas por estrutura), e o elétron extra (a carga -1) fica delocalizado nas ligações O–Cl.
  • Uma escolha frequentemente usada de bons contribuintes de ressonância é a que distribui ligações duplas de modo que se minimize a magnitude das cargas formais — por exemplo, estruturas com duas ligações duplas e duas ligações simples (existem várias combinações) são contribuintes importantes.
  1. Cálculo de cargas formais (exemplos de contribuintes):
  • Se desenharmos uma estrutura com duas ligações duplas e duas simples (uma maneira de minimizar cargas):
    • Para um O ligado por dupla: V=6, N=4, B=4 \text{FC}_\mathrm{O}=6-4-2=0.
    • Para um O ligado por simples: V=6, N=6, B=2 \text{FC}_\mathrm{O}=6-6-1=-1.
    • Para Cl: nesse contribuinte Cl: V=7, N=0, B=12 (duas duplas = 8 e duas simples = 4; total 12) → \text{FC}_\mathrm{Cl}=7-0-\tfrac{12}{2}=7-6=+1.
    • Assim, nessa estrutura há dois O com carga formal 0, dois O com -1, e Cl com +1, soma = -1.
  1. Interpretação por ressonância:
  • A realidade é um híbrido de ressonância das várias estruturas que minimizam as cargas formais. Nas estruturas ressonantes equivalentes, a carga negativa fica delocalizada entre os átomos oxigênio; todos os quatro oxigênios são equivalentes na molécula real por simetria e têm carga parcial negativa.
  • Conclusão prática para a prova: é correto afirmar que existem múltiplas estruturas de ressonância, que a geometria ao redor de Cl é tetraédrica (4 domínios de ligação, 0 pares isolados), e que a carga total -1 está delocalizada nos oxigênios. Um contribuinte com duas duplas e duas simples dá Cl com carga formal +1 e oxigênios com cargas formais 0 e -1 (contribuintes diversos), mas o híbrido tem oxigênios equivalentes com carga parcial negativa.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de Cl: 4 ligantes, 0 pares isolados → geometria eletrônica: tetraédrica.
  • Geometria molecular: tetraédrica (todos os O equivalentes por ressonância).

Passo 8

Espécie (g) \mathrm{IF}_{7}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • I: 7, F: 7 cada → 7+7\cdot7=56 elétrons =28 pares.
  1. Estrutura de Lewis:
  • I no centro ligado a 7 F por ligações simples: usa 7 ligações =14 elétrons.
  • Restam 56-14=42 elétrons para pares isolados, que atribuímos aos 7 F como 3 pares cada (7×6 = 42).
  • I fica sem pares isolados, com 7 ligações (expansão do octeto, permitido para I que é do 5º período).
  1. Cálculo de cargas formais:
  • Cada F: V=7, N=6, B=2 \text{FC}_\mathrm{F}=7-6-1=0.
  • I: V=7, N=0, B=14 \text{FC}_\mathrm{I}=7-0-\tfrac{14}{2}=7-7=0.
    Todas cargas formais zero; espécie neutra.
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de I: 7 ligações, 0 pares isolados → 7 domínios → geometria eletrônica: bipirâmide pentagonal (pentagonal bipyramidal).
  • Como não há pares isolados, a geometria molecular é pentagonal bipiramidal.

Passo 9

Espécie (h) \mathrm{BeCl}_{2}.
  1. Contagem de elétrons de valência:
  • Be: 2, Cl: 7 cada → 2+2\cdot7=16 elétrons =8 pares.
  1. Estrutura de Lewis (forma usual no estado gasoso):
  • Be central ligado a 2 Cl por ligações simples: usa 2 ligações =4 elétrons.
  • Restam 16-4=12 elétrons que colocam-se como pares isolados nos dois Cl (cada Cl com 3 pares).
  • Be fica com apenas 2 ligações e nenhum par isolado, tendo 4 elétrons no seu entorno (eletronicamente deficiente — aceita apenas 4 elétrons em sua camada de valência).
  1. Cálculo de cargas formais:
  • Cada Cl: V=7, N=6, B=2 \text{FC}_\mathrm{Cl}=7-6-1=0.
  • Be: V=2, N=0, B=4 \text{FC}_\mathrm{Be}=2-0-\tfrac{4}{2}=2-2=0.
    Todas cargas formais zero (Be é estável mesmo com 4 elétrons ao seu redor em compostos covalentes típicos).
  1. Geometrias (VSEPR):
  • Domínios ao redor de Be: 2 ligações, 0 pares isolados → 2 domínios → geometria eletrônica: linear.
  • Geometria molecular: linear (ângulo \mathrm{Cl}\!-\!\mathrm{Be}\!-\!\mathrm{Cl}=180^\circ no gás; em alguns cristais polares o arranjo pode variar por coordenação adicional).

Resposta

(a) Estrutura: \mathrm{As} ligado a 6 \mathrm{F} por ligações simples; cada \mathrm{F} com 3 pares isolados.
Cargas formais: \mathrm{As}:-1, cada \mathrm{F}:0.
Geometria do domínio eletrônico: octaédrica. Geometria molecular: octaédrica.
(b) Estrutura (principal contrib.): \mathrm{N}\equiv\mathrm{C}-\mathrm{S}^{-} (cadeia linear), com ressonância que delocaliza carga entre N e S.
Cargas formais (nesta forma): \mathrm{N}:0,\\ \mathrm{C}:0,\\ \mathrm{S}:-1.
Geometria do domínio eletrônico (em C): linear. Geometria molecular: linear.
(c) Estrutura: \mathrm{Cl} central com 3 \mathrm{F} ligantes e 2 pares isolados no \mathrm{Cl}.
Cargas formais: \mathrm{Cl}:0, cada \mathrm{F}:0.
Geometria do domínio eletrônico: bipirâmide trigonal. Geometria molecular: T-shaped.
(d) Estrutura: \mathrm{S} ligado a 2 \mathrm{H} e com 2 pares isolados.
Cargas formais: \mathrm{S}:0, cada \mathrm{H}:0.
Geometria do domínio eletrônico: tetraédrica. Geometria molecular: angular (bent).
(e) Estrutura: \mathrm{I} central ligado a 4 \mathrm{Cl} por ligações simples e com 2 pares isolados em I.
Cargas formais: \mathrm{I}:-1, cada \mathrm{Cl}:0.
Geometria do domínio eletrônico: octaédrica. Geometria molecular: quadrado planar.
(f) Estrutura: \mathrm{Cl} central ligado a 4 \mathrm{O} com múltiplas estruturas de ressonância (duplas/simples) que delocalizam a carga negativa sobre os oxigênios.
Cargas formais: varia por contribuinte de ressonância (contribuintes típicos dão \mathrm{Cl}=+1 em algumas formas e oxigênios com 0 ou -1); no híbrido de ressonância os 4 \mathrm{O} são equivalentes com carga parcial negativa (carga total -1).
Geometria do domínio eletrônico: tetraédrica. Geometria molecular: tetraédrica.
(g) Estrutura: \mathrm{I} central ligado a 7 \mathrm{F} por ligações simples; cada \mathrm{F} com 3 pares isolados.
Cargas formais: \mathrm{I}:0, cada \mathrm{F}:0.
Geometria do domínio eletrônico: bipirâmide pentagonal. Geometria molecular: bipirâmide pentagonal.
(h) Estrutura: \mathrm{Be} central ligado a 2 \mathrm{Cl} por ligações simples; cada \mathrm{Cl} com 3 pares isolados (Be com apenas 4 elétrons ao redor).
Cargas formais: \mathrm{Be}:0, cada \mathrm{Cl}:0.
Geometria do domínio eletrônico: linear. Geometria molecular: linear.

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