Represente as estruturas de Lewis de cada uma das seguintes moléculas ou íons. Identifique casos em que a regra do octeto não é obedecida; determine qual átomo em cada composto não obedece à regra do octeto; e determine quantos elétrons estão em torno dos seguintes átomos:
,
Passo 1
O enunciado pede que eu represente a estrutura de Lewis do íon
, identifique se há violação da regra do octeto (e qual átomo a viola), e determine quantos elétrons estão em torno dos átomos relevantes (no caso, em torno do iodo e dos cloros).
Informações dadas e óbvias a partir do enunciado:
Informações dadas e óbvias a partir do enunciado:
- Espécie:
. - Temos que desenhar a estrutura de Lewis, checar o octeto e contar elétrons ao redor dos átomos.
Passo 2
Contagem dos elétrons de valência totais (método passo a passo — aprenda isso para a prova):
- Iodo (
) tem elétrons de valência. - Cada cloro (
) tem elétrons de valência. - A carga negativa
adiciona elétron extra.
Logo o total de elétrons de valência é
Explicação rápida: sempre some os elétrons de valência de todos os átomos e depois some ou subtraia elétrons se houver carga.
Passo 3
Escolha do esqueleto da molécula (como decidir o átomo central):
- Em compostos com um halogênio e um átomo de um elemento do mesmo período (ou maior) como iodo, o átomo menos eletronegativo e geralmente maior (aqui o iodo) fica no centro.
Portanto o esqueleto será(i.e., I central ligado a dois Cl por ligações simples).
Passo 4
Colocando ligações simples e subtraindo elétrons usados por ligações:
- Cada ligação simples usa
elétrons. Temos duas ligações , então
elétrons restantes para distribuir como pares isolados (lone pairs).
Lembrete de prova: sempre subtrair os elétrons usados nas ligações para saber quantos sobraram.
Passo 5
Distribuição de elétrons nas átomos externos para completar octetos (estratégia padrão):
- Primeiro satisfaça os átomos externos (os cloros). Cada
precisa de 3 pares isolados ( elétrons) além da ligação para completar o octeto. - Para os dois cloros são necessários
elétrons.
Subtraindo:
elétrons restantes, que devem ir para o átomo central (iodo) como pares isolados.
Passo 6
Colocando os pares isolados no iodo e verificando o octeto:
- Os
elétrons restantes viram pares isolados no iodo. - Assim o iodo possui:
pares ligados (das duas ligações) + pares isolados = pares eletrônicos = elétrons ao redor do iodo.
Conclusão: o iodo tem
elétrons em sua camada de valência — portanto ele ultrapassa o octeto (regra do octeto violada). Isso é permitido porque o iodo é do terceiro período ou maior (tem orbitais d disponíveis) e pode expandir o octeto. Dica para a prova: elementos a partir do terceiro período frequentemente formam octetos expandidos.
Passo 7
Cálculo das cargas formais (importante para justificar a melhor estrutura):
Fórmula da carga formal: .
Fórmula da carga formal:
- Para cada
: elétrons de valência ; não ligantes (3 pares); elétrons ligantes ao todo na ligação (metade para o Cl é ). Então
- Para o
: elétrons de valência ; elétrons não ligantes (3 pares); elétrons ligantes totais (duas ligações simples), metade para o I é . Então
Somando as cargas formais:
, que confere com a carga do íon. Observação didática: a carga negativa está localizada majoritariamente no iodo na melhor estrutura de Lewis.
Passo 8
Contagem explícita de elétrons ao redor de cada átomo (como será cobrado na prova):
- Cada átomo de
: possui 3 pares isolados (6 elétrons) + 1 par compartilhado na ligação com I (2 elétrons compartilhados). Quando alguém pede “quantos elétrons estão em torno do cloro”, normalmente contamos todos os elétrons do seu nível de valência na estrutura de Lewis (pares não-ligantes + os elétrons da ligação). Assim cada tem
- Átomo de
: possui 3 pares isolados (6 elétrons) + 2 pares de ligação (4 elétrons, compartilhados). Contando todos esses elétrons ao redor do iodo dá
Portanto: cada Cl tem
elétrons ao redor; I tem
elétrons ao redor (violação do octeto).
Passo 9
Representação final da estrutura de Lewis (modo texto com pares de elétrons):
- Uma maneira simples de escrever a estrutura com pontos para os pares isolados é:
… …
:Cl–I–Cl:
… …
:Cl–I–Cl:
… …
Onde cada
e os pares de pontinhos indicam os pares isolados; explicitando melhor (cada Cl com três pares isolados, I com três pares isolados entre os traços):
Cl:
— ligado — I (com três pares isolados) — ligado — Cl:
(Para a prova, desenhe o iodo central com duas linhas ligando aos cloros e desenhe três pares de pontos ao redor de cada Cl e três pares de pontos ao redor do I.)
Geometria molecular (curta nota útil para a prova): pela VSEPR, a distribuição de
pares eletrônicos ao redor do I (
) leva a uma geometria eletrônica trigonal bipiramidal com as três pares não ligantes ocupando posições equatoriais; a geometria molecular resultante é linear:
com ângulo
.
Resposta
Lewis:
(I central com 3 pares isolados; cada Cl com 3 pares isolados)
Átomo que não obedece à regra do octeto:
Elétrons em torno de :
Elétrons em torno de cada :
Átomo que não obedece à regra do octeto:
Elétrons em torno de
Elétrons em torno de cada