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:
d) \mathrm{HClO}_{4};

Passo 1

O enunciado pede que você escreva a fórmula estrutural do ácido dado. Informações importantes que o enunciado fornece (vou listar tudo explicitamente):
  • A fórmula do ácido é \mathrm{HClO_4}.
  • Foi afirmado que, em ácidos oxigenados da forma \mathrm{H_xE O_y}:
    • Os átomos de \mathrm{H} ionizáveis estão ligados a átomos de \mathrm{O}, formando grupos -\mathrm{OH}.
    • Todos os átomos de \mathrm{O} estão ligados ao átomo central \mathrm{E}.
  • Pergunta: escrever a(s) fórmula(s) estrutural(is) do ácido \mathrm{HClO_4}.

Passo 2

Identificar os componentes da fórmula usando a forma geral \mathrm{H_xEO_y}:
  • Aqui \mathrm{E}=\mathrm{Cl} (cloro).
  • O número de hidrogênios ionizáveis é x=1 (porque há um \mathrm{H} na fórmula \mathrm{HClO_4}).
  • O número de oxigênios é y=4.
    Conclusão prática: teremos o átomo central \mathrm{Cl} ligado a 4 átomos de \mathrm{O}, e exatamente um desses oxigênios carregará o hidrogênio formando um grupo -\mathrm{OH}.

Passo 3

Montando o esqueleto da molécula (sem ainda decidir ligações duplas ou simples):
  • Coloca-se \mathrm{Cl} no centro.
  • Liga-se quatro átomos \mathrm{O} ao \mathrm{Cl}: isso atende à condição "todos os \mathrm{O} ligados ao \mathrm{E}".
  • Como x=1, um dos quatro oxigênios deve portar o hidrogênio: esse oxigênio será o grupo -\mathrm{OH}.
    Então o esqueleto é: \mathrm{Cl} ligado a quatro \mathrm{O}, com um desses \mathrm{O} sendo -\mathrm{OH}.

Passo 4

Agora precisamos decidir quantas ligações duplas (=\mathrm{O}) formar para que a estrutura seja razoável (satisfazer exigências eletrônicas e minimizar cargas formais).
  • Regra prática para oxigênio: costuma cumprir o octeto e prefere ter 8 elétrons ao redor (normalmente tem 2 pares de elétrons não ligantes quando faz dupla ligação, ou 3 pares se for ligado só por uma ligação simples).
  • Cloro ( \mathrm{Cl}) é um elemento do terceiro período; pode expandir o octeto (aceitar mais de 8 elétrons) — isso permite que \mathrm{Cl} forme ligações duplas com oxigênios sem violar regras de valência para átomos de terceira linha.
    Vamos testar duas distribuições e calcular cargas formais para ver qual é preferível.

Passo 5

Caso hipotético A: todas as ligações \mathrm{Cl–O} forem simples e um oxigênio tenha o hidrogênio (ou seja, \mathrm{Cl} com quatro ligações simples).
  • Para \mathrm{Cl}: valência = 7 elétrons; não teria pares não ligantes (assumindo só ligações simples) e participaria de 4 ligações simples \Rightarrow elétrons de ligação totais = 4\times 2 = 8. Metade = 4. Formalmente, carga formal \mathrm{Cl} = 7 - 0 - 4 = +3.
  • Para cada oxigênio ligado apenas por uma ligação simples e sem H: valência 6, pares não ligantes 6 elétrons, ligações 1 (2 elétrons), metade = 1. Carga formal = 6-6-1 = -1.
  • Para o oxigênio que é -\mathrm{OH}: valência 6, pares não ligantes 4 elétrons, ligações 2 (Cl–O e O–H) → elétrons de ligação = 4, metade = 2. Carga formal = 6-4-2 = 0.
    Somando: \mathrm{Cl} teria +3, três oxigênios teriam -1 cada (total -3), o -\mathrm{OH} é 0. A soma é zero (como esperado), mas ter \mathrm{Cl} com carga +3 e três oxigênios com -1 é estruturalmente desfavorável (muitas cargas separadas). Podemos fazer melhor formando ligações duplas.

Passo 6

Melhor distribuição: transformar três das \mathrm{Cl–O} em ligações duplas, deixando um oxigênio como -\mathrm{OH} (ligação simples ao H).
  • Considere \mathrm{Cl} ligado a três oxigênios por ligações duplas e a um oxigênio por ligação simples que, por sua vez, está ligado ao H.
    Calcular cargas formais nessa configuração:
  • Para \mathrm{Cl}: valência 7. Não há pares não ligantes no \mathrm{Cl} (na representação de Lewis típica), e os elétrons de ligação totais são: três duplas =3\times 4=12 elétrons + uma simples =2 elétrons → total 14. Metade =7. Carga formal do \mathrm{Cl}: 7 - 0 - 7 = 0.
  • Para cada oxigênio com dupla ligação =\mathrm{O}: valência 6; pares não ligantes 4 elétrons (duas pares); ligações = 1 dupla (4 elétrons), metade = 2; carga formal = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o oxigênio do grupo -\mathrm{OH}: valência 6; pares não ligantes 4 elétrons; ligações: Cl–O e O–H = 2 ligações (4 elétrons), metade = 2; carga formal = 6 - 4 - 2 = 0.
    Resultado: todas as cargas formais ficam zero, o que é preferível. A distribuição com três ligações duplas e um -\mathrm{OH} é a representação de Lewis mais adequada energeticamente (e compatível com o fato de \mathrm{Cl} poder expandir o octeto).

Passo 7

Interpretação e observações finais (como resolver isso na prova, passo a passo):
  • Identifique x e y da fórmula para saber quantos -\mathrm{OH} existem (aqui x=1 → um -\mathrm{OH}).
  • Coloque o átomo central ( \mathrm{Cl}) e ligue todos os \mathrm{O} a ele.
  • Faça ligações duplas \mathrm{Cl}=\mathrm{O} quantas forem necessárias para minimizar cargas formais e deixar oxigênios com octeto completo. Para halogênios do 3º período (S, P, Cl, etc.) é permitido expandir o octeto.
  • Verifique cargas formais: se ficar tudo próximo de zero, é boa estrutura de Lewis.
    Aplicando isso aqui, a estrutura final tem \mathrm{Cl} central ligado a quatro oxigênios, sendo três desses ligados por dupla ligação (=\mathrm{O}) e o quarto formando o grupo -\mathrm{OH}. Essa é a estrutura do ácido perclórico.

Resposta

\mathrm{Cl}(=O)_3(-OH)

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