8.3 As espécies químicas \mathrm{IF}_{4}{ }^{-}e \mathrm{XeF}_{4} são conhecidas. O íon isoeletrônico \mathrm{CsF}_{4}{ }^{+}é plausível? Se ele pudesse ser produzido, preveja e esboce sua forma mais provável. Comente se tal íon pode ou não ser possível.

Passo 1

O enunciado fala de duas espécies hipervalentes conhecidas, \mathrm{IF}_4^- e \mathrm{XeF}_4, ambas com 36 elétrons de valência e geometria quadrado– planar segundo a teoria VSEPR. A proposta é avaliar o íon \mathrm{CsF}_4^+: contar elétrons de valência, prever sua geometria VSEPR e discutir sua viabilidade química.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência em \mathrm{IF}_4^- e \mathrm{XeF}_4:
–\ I (grupo 17) \to 7 e^{-}; 4 F \to 4\times 7 e^{-}; carga – 1\to+1 e^{-} adicional.
Total:
7 + 4\cdot7 + 1 = 36\text{ e}^-.
O número de pares eletrônicos é 36/2=18. Destes, 4 pares são ligações I– F e 12 pares são trios de pares nos F, sobrando 2 pares livres no I. Logo temos 6 domínios eletrônicos ( 4 ligações +2 pares livres), geometria eletrônica octaédrica e, com os pares livres trans, molécula quadrado– planar. O mesmo ocorre em \mathrm{XeF}_4.

Passo 3

Contagem de elétrons de valência em \mathrm{CsF}_4^+:
–\ Cs (grupo 1) \to 1 e^{-}; 4 F \to 4\times 7 e^{-}; carga +1\to 1 e^{-}.
Total:
1 + 4\cdot7 - 1 = 28\text{ e}^-.
Pares eletrônicos: 28/2=14. Destes, 4 pares formam ligações Cs– F e cada F “segura” 3 pares (total 12 pares usados nos F), sobrando 2 pares livres no Cs. Novamente 6 domínios eletrônicos, logo geometria eletrônica octaédrica e, afastando os dois pares livres em posição trans (eixo z), a forma molecular é quadrado– planar: os quatro F no mesmo plano xy em torno de Cs e dois pares livres acima/abaixo desse plano.
Esboço esquemático (vista lateral e frontal combinadas):
——— LP ———
\quad |
F– Cs – F
\quad |
F \quad \quad F
\quad |
——— LP ———
onde “LP” são os pares livres em eixo perpendicular ao plano dos quatro flúor.

Passo 4

Viabilidade química: em \mathrm{CsF}_4^+ cada F é – 1, logo a valência de Cs seria +5 (resolvendo x +4(-1)=+1 x=+5). O césio só forma estável o estado de oxidação +1 e não dispõe de orbitais adequados para expandir octeto a +5; tentar oxidar Cs até +5 exigiria energia imensamente alta e o sólido se decomporia, liberando \mathrm{F}_2. Portanto o íon \mathrm{CsF}_4^+ não é quimicamente plausível.

Resposta

O íon \mathrm{CsF}_4^+ teria, em teoria VSEPR, geometria quadrado– planar ( 4 ligações Cs– F em um plano e 2 pares livres em eixos trans), mas é impossível quimicamente porque implicaria Cs no estado de oxidação +5, não observado na química do césio.

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