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:
\mathrm{ICl}_{2}{ }^{-},

Passo 1

O enunciado pede que eu represente a estrutura de Lewis do íon \mathrm{ICl}_2^-, 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:
  • Espécie: \mathrm{ICl}_2^-.
  • 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 ( \mathrm{I}) tem \,7 elétrons de valência.
  • Cada cloro ( \mathrm{Cl}) tem \,7 elétrons de valência.
  • A carga negativa (-1) adiciona \,1 elétron extra.
Logo o total de elétrons de valência é
7 + 2\cdot 7 + 1 = 22.
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 \mathrm{Cl}-\mathrm{I}-\mathrm{Cl} (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 \,2 elétrons. Temos duas ligações \mathrm{I}-\mathrm{Cl}, então
22 - 2\cdot 2 = 22 - 4 = 18
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 \mathrm{Cl} precisa de 3 pares isolados ( 6 elétrons) além da ligação para completar o octeto.
  • Para os dois cloros são necessários 2\cdot 6 = 12 elétrons.
Subtraindo:
18 - 12 = 6
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 6 elétrons restantes viram 3 pares isolados no iodo.
  • Assim o iodo possui: 2 pares ligados (das duas ligações) + 3 pares isolados = 5 pares eletrônicos = 10 elétrons ao redor do iodo.
Conclusão: o iodo tem 10 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: \text{CF} = \text{(elétrons de valência)} - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligantes})éêéãé.
  • Para cada \mathrm{Cl}: elétrons de valência =7; não ligantes =6 (3 pares); elétrons ligantes ao todo na ligação =2 (metade para o Cl é 1). Então
\text{CF}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 6 - 1 = 0.
  • Para o \mathrm{I}: elétrons de valência =7; elétrons não ligantes =6 (3 pares); elétrons ligantes totais =4 (duas ligações simples), metade para o I é 2. Então
\text{CF}_{\mathrm{I}} = 7 - 6 - 2 = -1.
Somando as cargas formais: 2\cdot 0 + (-1) = -1, 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 \mathrm{Cl}: 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 \mathrm{Cl} tem
6 + 2 = 8 \text{ elétrons}.é
  • Átomo de \mathrm{I}: possui 3 pares isolados (6 elétrons) + 2 pares de ligação (4 elétrons, compartilhados). Contando todos esses elétrons ao redor do iodo dá
6 + 4 = 10 \text{ elétrons}.é
Portanto: cada Cl tem \,8 elétrons ao redor; I tem \,10 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:
… …
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: \,:\!\!\cdot\!\cdot\!: — ligado — I (com três pares isolados) — ligado — Cl: \,:\!\!\cdot\!\cdot\!:
(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 5 pares eletrônicos ao redor do I ( \mathrm{AX}_2\mathrm{E}_3) leva a uma geometria eletrônica trigonal bipiramidal com as três pares não ligantes ocupando posições equatoriais; a geometria molecular resultante é linear: \mathrm{Cl}-\mathrm{I}-\mathrm{Cl} com ângulo \,180^\circ.

Resposta

Lewis: :\!:\mathrm{Cl}-\mathrm{I}(:\!:\!:\!) -\mathrm{Cl}:\!: (I central com 3 pares isolados; cada Cl com 3 pares isolados)
Átomo que não obedece à regra do octeto: \mathrm{I}
Elétrons em torno de \mathrm{I}: 10
Elétrons em torno de cada \mathrm{Cl}: 8

Exercícios relacionados