A reação de fósforo com flúor leva à formação de dois compostos: \mathrm{PF}_{3} e \mathrm{PF}_{5}. (a) Desenhe a estrutura de Lewis para cada composto; (b) Proponha qual será a geometria mais adequada para cada molécula; (c) As duas moléculas são polares? Justifique. (d) O nitrogênio também, reage com o flúor e gera apenas um composto, o \mathrm{NF}_{3}. Explique por que não há a formação do composto \mathrm{NF}_{5}.

Passo 1

O enunciado trata da reação do fósforo com o flúor, formando \mathrm{PF}_{3} e \mathrm{PF}_{5}. Precisamos:
– (a) desenhar as estruturas de Lewis;
– (b) usar o modelo de VSEPR para determinar a geometria molecular;
– (c) avaliar se as moléculas são polares via distribuição de dipolos;
– (d) explicar por que não há \mathrm{NF}_{5}, usando conceitos de octeto e disponibilidade de orbitais.

Passo 2

Para \mathrm{PF}_{3}:
1. Conta de elétrons de valência: fósforo tem 5 e cada flúor tem 7, total 5 + 3\times7 = 26.
2. Ligações P–F: 3 ligações simples usam 3 \times 2 = 6 elétrons.
3. Restam 26 - 6 = 20 elétrons para completar os octetos dos fluors: cada F recebe 6 elétrons como pares isolados (3\times6 = 18).
4. Sobram 20 - 18 = 2 elétrons, formando um par isolado no fósforo.
Estrutura de Lewis: P no centro ligado a três F, cada F com três pares de elétrons isolados, e um par isolado em P.

Passo 3

Para \mathrm{PF}_{5}:
1. Elétrons de valência: 5 + 5\times7 = 40.
2. Ligações P–F: 5 ligações simples usam 5\times2 = 10 elétrons.
3. Restam 40 - 10 = 30 elétrons para os fluors: cada F recebe 6 elétrons (5\times6 = 30).
4. Não sobram elétrons para o fósforo, logo ele não tem par isolado.
Estrutura de Lewis: P central com cinco ligações simples P–F e cada F com três pares isolados.

Passo 4

Usando VSEPR:
– Em \mathrm{PF}_{3} há quatro áreas de elétrons ao redor de P (três ligações + um par isolado). A disposição eletrônica é tetraédrica e a forma molecular fica piramidal trigonal.
– Em \mathrm{PF}_{5} há cinco ligações e nenhum par isolado, resultando em geometria molecular bipiramidal trigonal.

Passo 5

Polaridade:
\mathrm{PF}_{3}: a presença do par isolado faz com que os vetores dipolares P–F não se anulem completamente, produzindo momento de dipolo resultante não nulo. Logo, é molécula polar.
\mathrm{PF}_{5}: na geometria bipiramidal trigonal, três F no plano equatorial e dois nos eixos axial fazem os dipolos se cancelarem simetricamente. Logo, momento de dipolo resultante zero e molécula apolar.

Passo 6

Por que não existe \mathrm{NF}_{5}?
O nitrogênio é do segundo período e não possui orbitais d disponíveis para expandir o octeto. Formar cinco ligações exigiria 10 elétrons ao redor de N, ultrapassando o octeto e elevando muito energia de repulsão. Assim, \mathrm{NF}_{5} não é estável e não se forma.

Resposta

(a) Para \mathrm{PF}_{3}: P central com três ligações simples a F, cada F com três pares isolados, e um par isolado em P. Para \mathrm{PF}_{5}: P central com cinco ligações simples a F e sem pares isolados em P.
(b) \mathrm{PF}_{3}: piramidal trigonal; \mathrm{PF}_{5}: bipiramidal trigonal.
(c) \mathrm{PF}_{3} é polar (par isolado em P causa dipolo resultante), \mathrm{PF}_{5} é apolar (geometria simétrica anula dipolos).
(d) \mathrm{NF}_{5} não existe porque N não pode expandir octeto (ausência de orbitais d no segundo período) e seria energeticamente instável.

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