Sabendo que, nos ácidos oxigenados (fórmula-base: HxEOy ), os átomos de H ionizáveis estão ligados a átomos de O , formando grupos - OH e que todos os átomos de O estão ligados ao átomo de E , escreva as fórmulas estruturais dos ácidos a seguir:
b) \mathrm{HClO}_{2};

Passo 1

O enunciado pede: escrever a fórmula estrutural do ácido \mathrm{HClO_{2}} sabendo que, em ácidos oxigenados (fórmula-base \mathrm{H_{x}E O_{y}}), os átomos de H ionizáveis estão ligados a átomos de O formando grupos -\mathrm{OH} e que todos os átomos de O estão ligados ao átomo central E. Informações relevantes extraídas do enunciado: \mathrm{HClO_{2}} tem um átomo de hidrogênio ionizável ( x=1), o átomo central é \mathrm{Cl} (E = Cl) e há y=2 átomos de oxigênio, cada oxigênio ligado a \mathrm{Cl}. A estrutura precisa mostrar qual oxigênio carrega o hidrogênio (formando -\mathrm{OH}).

Passo 2

Decisão inicial sobre esqueleto: como todos os oxigênios estão ligados ao átomo central \mathrm{Cl} e há um hidrogênio disponível para formar um -\mathrm{OH}, o esqueleto será \mathrm{Cl} ligado a dois oxigênios, e um desses oxigênios deve ter o hidrogênio. Em forma esquemática inicial:
\mathrm{HO{-}O\!-\!Cl{-}O}
mas isso está confuso; o correto é pensar: \mathrm{Cl} com duas ligações a oxigênios, sendo que um desses oxigênios está ligado também a \mathrm{H} (formando -\mathrm{OH}). Então o esqueleto é
\mathrm{HO{-}O\!-\!Cl{-}O}
mas vamos simplificar: o esqueleto correto é \mathrm{HO{-}Cl{-}O} (onde um oxigênio é -\mathrm{OH} e o outro é oxigênio ligado ao \mathrm{Cl}).

Passo 3

Contagem de elétrons de valência (passo chave para desenhar a estrutura de Lewis). Usamos os elétrons de valência de cada átomo:
\text{H: }1,\quad \mathrm{Cl: }7,\quad \text{cada O: }6
Como há dois O, o total de elétrons de valência é
1 + 7 + 2\cdot 6 = 1 + 7 + 12 = 20\\ \text{elétrons}.é

Passo 4

Desenho inicial com ligações simples: fazemos ligações simples entre \mathrm{Cl} e cada oxigênio, e uma ligação simples entre o oxigênio que terá o H e o H. Cada ligação simples consome \,2 elétrons. Temos três ligações (Cl–O, Cl–O, O–H), totalizando 3\times 2 = 6 elétrons usados. Subtraindo do total:
20 - 6 = 14\\ \text{elétrons restantes para pares não ligantes (lone pairs)}.éã

Passo 5

Distribuição dos elétrons restantes para completar octetos (começando pelos átomos externos, os oxigênios). Cada oxigênio precisa, idealmente, de 8 elétrons ao redor (ligações contadas como pares compartilhados). Para o oxigênio ligado ao H (o -\mathrm{OH}), ele já participa de duas ligações (uma com H e uma com Cl) — isso representa 4 elétrons compartilhados, portanto precisa de mais 4 elétrons não ligantes (2 pares) para completar o octeto. Para o oxigênio que só está ligado ao \mathrm{Cl} (Oxigênio “externo”), ele tem apenas uma ligação simples com \mathrm{Cl} (2 elétrons compartilhados), então precisa de 6 elétrons não ligantes (3 pares) para completar seu octeto. Vamos alocar:
  • Oxigênio -\mathrm{OH}: 2 pares não ligantes = 4 elétrons.
  • Oxigênio ligado apenas ao Cl: 3 pares não ligantes = 6 elétrons.
    Total alocado até agora: 4 + 6 = 10 elétrons. Restam 14 - 10 = 4 elétrons para colocar.

Passo 6

Elétrons restantes vão preferencialmente para o átomo central ( \mathrm{Cl}) como pares não ligantes. Colocamos os 4 elétrons restantes em \mathrm{Cl} como dois pares não ligantes. Agora cada átomo tem, de início, seus octetos checados:
  • Oxigênio com H: 2 ligações (H e Cl) + 2 pares = 8 elétrons (ok).
  • Oxigênio sem H: 1 ligação + 3 pares = 8 elétrons (ok).
  • Cl: tem 2 ligações (com os dois O) e 2 pares não ligantes; porém isso dá apenas 6 elétrons ao redor do \mathrm{Cl} (2 pares = 4 elétrons não ligantes + 2 ligações = 4 elétrons compartilhados → contagem de elétrons ao redor de Cl como 4 (não ligantes) + 4 (ligações compartilhadas) = 8? Atenção: ao contar octeto para o central, ligantes são compartilhados, então total ao redor do Cl conta: 2 ligações (cada ligação conta 2 elétrons) + 2 pares = 4 + 4 = 8, na verdade Cl teria octeto completo neste arranjo. Porém precisamos checar se a carga formal fica razoável. Vamos calcular formalmente.

Passo 7

Cálculo de cargas formais para verificar estabilidade e necessidade de ligações múltiplas. Fórmula da carga formal:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligação})éêáéãéçã
Compute para cada átomo no arranjo atual (com todas ligações simples e pares distribuídos como no passo anterior):
  • Para o oxigênio ligado por dupla ligação? Ainda estamos com ligações simples; vamos verificar formal charge no oxigênio sem H (o que só tem ligação simples com Cl): valência O = 6. Ele tem 6 elétrons não ligantes (3 pares) e participa de 1 ligação (2 elétrons de ligação, então metade =1). Logo:
\text{cf}_{\mathrm{O}} = 6 - 6 - 1 = -1.
Isso dá carga formal -1 nesse oxigênio.
  • Para o oxigênio do -\mathrm{OH}: valência 6, tem 4 elétrons não ligantes (2 pares), e participa de 2 ligações (uma com H e uma com Cl → 4 elétrons de ligação → metade =2). Logo:
\text{cf}_{\mathrm{O\,(OH)}} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o hidrogênio: valência 1, não tem elétrons não ligantes e participa de 1 ligação (2 elétrons → metade =1):
\text{cf}_{\mathrm{H}} = 1 - 0 - 1 = 0.
  • Para o cloro: valência 7, tem 4 elétrons não ligantes (2 pares), e participa de 2 ligações simples (cada ligação 2 elétrons → 4 elétrons de ligação → metade =2). Então:
\text{cf}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 4 - 2 = +1.
Somando as cargas formais: -1 + 0 + 0 + (+1) = 0, que é consistente com a molécula neutra. Mas tipicamente preferimos estruturas com menores magnitudes de carga formal localizadas, e uma alternativa com uma ligação dupla Cl=O pode reduzir a carga formal no Cl e no O. Vamos verificar a possibilidade de transformar a ligação Cl–O (o oxigênio que estava com carga -1) em ligação dupla.

Passo 8

Formação de ligação dupla entre \mathrm{Cl} e o oxigênio que estava com carga -1: mover um par não ligante desse oxigênio para formar uma ligação dupla com o \mathrm{Cl}. Nova distribuição:
  • Oxigênio (o que virará =O): passa a ter 2 pares não ligantes (4 elétrons) e uma ligação dupla (4 elétrons compartilhados).
  • Cl passa a participar de uma ligação dupla e uma ligação simples, e mantém 2 pares não ligantes. Recalcular cargas formais:
Para o oxigênio duplamente ligado:
\text{cf}_{\mathrm{O(=)}} = 6 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot 4 = 6 - 4 - 2 = 0.
Para o oxigênio do -\mathrm{OH}: continua com carga formal 0.
Para o hidrogênio: continua 0.
Para o cloro:
\text{cf}_{\mathrm{Cl}} = 7 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot 6 = 7 - 4 - 3 = 0.
Agora todas as cargas formais são zero, o que é ótimo — estrutura sem cargas formais, mais estável (e é a que normalmente se escreve para \mathrm{HClO_{2}}). Além disso, todos os átomos respeitam a regra do octeto (Cl aqui tem 8 elétrons ao seu redor na contagem de Lewis), então a estrutura final é válida.

Passo 9

Conclusão e desenho final: a melhor estrutura de Lewis para \mathrm{HClO_{2}} tem o cloro ligado a dois oxigênios, um desses oxigênios formando -\mathrm{OH} (onde está o hidrogênio), e o outro oxigênio ligado por dupla ligação ao cloro. Esquematicamente:
\mathrm{HO\!-\!Cl=O}
Adicione mentalmente os pares solitários (lone pairs): o oxigênio duplamente ligado tem dois pares não ligantes; o oxigênio do -\mathrm{OH} tem dois pares não ligantes; o cloro tem dois pares não ligantes. Todas as cargas formais são zero.

Resposta

\mathrm{HO\!-\!Cl=O}

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