As seguintes moléculas ou íons têm todos dois átomos de oxigênio ligados a um átomo central. Desenhe a estrutura de Lewis para cada um e descreva então a geometria dos pares de elétrons e a geometria molecular. Comente as similaridades e as diferenças na série.
Passo 1
O que o enunciado pede:
- Desenhar a estrutura de Lewis para
. - Descrever a geometria dos pares de elétrons (geometria eletrônica) e a geometria molecular.
- Comentar similaridades e diferenças na série (aqui vou comentar com espécies análogas para contexto).
Informações dadas / que vamos usar:
- A molécula é
(um átomo de cloro ligado a dois átomos de oxigênio). - Precisamos usar o número de elétrons de valência de cada átomo para montar a estrutura de Lewis e depois aplicar VSEPR para achar as geometrias.
- Não há figura nem tabela adicional fornecida.
Passo 2
Contagem de elétrons de valência (passo essencial para a estrutura de Lewis). Vou explicar direitinho cada peça:
- Os elétrons de valência são os elétrons na camada mais externa de cada átomo; esses são os que participam das ligações e pares isolados.
- Valores usados: cloro tem
elétrons de valência; oxigênio tem elétrons de valência.
Agora a conta:
Portanto
tem
elétrons de valência — note que é um número ímpar, então teremos um radical (um elétron não pareado) obrigatoriamente na estrutura de Lewis.
Passo 3
Montagem da estrutura de Lewis passo a passo (sem pular etapas):
-
Esqueleto: o cloro fica central ligado aos dois oxigênios:Cada ligação simples usa
elétrons. Com duas ligações simples usamos elétrons, sobrando . -
Completar octetos dos oxigênios primeiro (regra usual em Lewis): cada oxigênio ligado por uma simples precisa de mais
elétrons (3 pares) para completar seu octeto. Para dois oxigênios isso consome elétrons. Então sobrariam elétrons, que colocamos preferencialmente no átomo central (Cl). Colocando esses elétrons no obtemos um par de elétrons (2 elétrons) + 1 elétron não pareado sobre o cloro. -
Situação após esse preenchimento:
- Cada oxigênio tem octeto completo.
- O cloro fica com:
ligações (4 elétrons compartilhados), um par isolado (2 elétrons) e um elétron solitário (1 elétron) = total de elétrons ao redor → octeto incompleto no sentido estrito (é um radical), mas isso é esperado porque temos número ímpar de elétrons.
-
Melhorar formalmente a estabilidade por ressonância: podemos mover um par isolado de um oxigênio para formar uma ligação dupla com o cloro. Isso gera estruturas de ressonância (uma ligação dupla com um oxigênio e ligação simples com o outro), mantendo o elétron ímpar em
. Assim existem duas estruturas-resonância equivalentes (dupla à esquerda ou dupla à direita).
Vou escrever explicitamente as duas contribuintes de ressonância (usando notação textual):
- Forma A:
(o oxigênio ligado por simples carrega carga ; o cloro carrega carga considerando a distribuição de elétrons; o ponto representa o elétron não pareado no cloro). - Forma B:
(a outra possibilidade, equivalente).
Explicando formalmente a carga de cada átomo numa das formas: usamos a fórmula da carga formal
onde
é elétrons de valência do átomo,
é o número de elétrons não ligantes (pares e elétron solitário) atribuídos ao átomo, e
o número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo.
Calculemos (para a forma em que um O está duplo e outro simples; vou fazer para o oxigênio com ligação simples e para o Cl):
- Oxigênio com ligação simples:
, (três pares), . - Oxigênio com ligação dupla:
, (dois pares), . - Cloro (na mesma forma):
, os elétrons não ligados atribuídos são (um par = 2 e um elétron solteiro = 1), (uma ligação simples = 2 e uma dupla = 4, total 6).
Essas contas confirmam a descrição: uma forma com
, um
(duplo) e um
(simples). A ressonância distribui a carga negativa sobre os dois oxigênios de forma equivalente.
Passo 4
Determinar a geometria eletrônica (dos pares de elétrons) e a geometria molecular usando VSEPR — explico a regra e aplico sem pular passos:
-
Regra VSEPR (explicada): a geometria ao redor do átomo central é determinada pelo número de “regiões de densidade eletrônica” (ou domínios eletrônicos). Cada ligação simples, dupla ou tripla conta como UMA região de densidade (ou domínio). Pares isolados de elétrons também contam como domínios. Em radicais, o elétron não pareado também é tratado como um domínio de densidade eletrônica (mas geralmente exerce menos repulsão que um par isolado).
-
Contagem de domínios em
(na forma-resonância descrita): - Duas ligações (uma simples, uma dupla) → contam como
domínios de ligação. - Um par isolado no cloro →
domínio. - Um elétron não pareado no cloro →
domínio (o radical). - Total:
domínios ao redor do cloro.
- Duas ligações (uma simples, uma dupla) → contam como
-
Geometria eletrônica (baseada em
domínios): a disposição que minimiza repulsões para quatro domínios é a geometria tetraédrica. Logo a geometria dos pares de elétrons ao redor do cloro é tetraédrica. -
Geometria molecular (considerando que temos 2 domínios ligantes e 2 domínios não-ligantes — sendo um desses um par e outro um elétron solitário): quando há dois domínios ligantes e dois não-ligantes a forma que vemos experimentalmente é “angular” ou “dobradiça” (bent). Portanto a geometria molecular de
é curva (bent / angular).
Observação sobre o efeito do elétron não pareado na geometria: o elétron não pareado exerce repulsão, mas tipicamente menos intensa que um par isolado de dois elétrons. Assim a presença de um único elétron como domínio reduz a repulsão relativa comparada a um par isolado e isso influencia o ângulo das ligações (vou comentar valores numéricos no próximo passo).
Passo 5
Comentando ângulos de ligação e ressonância (ligando teoria com medida experimental):
- Por VSEPR, com geometria eletrônica tetraédrica ideal o ângulo entre domínios seria
. No entanto, pares isolados (lone pairs) ocupam mais espaço e empurram pares de ligação, reduzindo ângulos de ligação; já um elétron não pareado empurra menos que um lone pair. - Em
temos um lone pair + um elétron não pareado. Por isso o ângulo de ligação O–Cl–O fica maior do que em moléculas com dois lone pairs iguais (por exemplo, em água, , o ângulo é ), mas a ressonância e a distribuição eletrônica específica fazem com que o ângulo observado experimentalmente seja relativamente grande — tipicamente em torno de (valor experimental aproximado). Esse ângulo reflete o compromisso entre as repulsões: lone pair > ligação > elétron solteiro, e a estrutura de ressonância que dá ligações parcialmente duplas/assimétricas.
Passo 6
Resumo das similaridades/diferenças (contexto em série de radicais di-oxo tipo
):
- Similaridade: como muitos radicais
com número ímpar de elétrons (por exemplo , ) apresentam geometrias “curvadas” devido à presença de um domínio não ligante extra (par isolado ou elétron solitário). A presença de ressonância gera ligações não equivalentes em contribuintes individuais, porém o estado real é uma média ressonante. - Diferença: a natureza do átomo central (eletronegatividade, disponibilidade de orbitais d no caso de halogênios pesados, tamanho do átomo) muda a distribuição de cargas, a extensão da ressonância e o ângulo O–X–O. Por exemplo,
(N central, também radical) tem ângulo diferente de porque o nitrogênio não tem orbitais d e a distribuição eletrônica/resonância é diferente; além disso, em o cloro costuma carregar formalmente carga positiva em cada contribuyente de ressonância enquanto um oxigênio carrega numa das estruturas.
Resposta
Lewis: duas formas de ressonância equivalentes:
e
.
Geometria dos pares de elétrons (geometria eletrônica): tetraédrica.
Geometria molecular: curva (bent / angular), ângulo O–Cl–O aproximadamente .
Geometria dos pares de elétrons (geometria eletrônica): tetraédrica.
Geometria molecular: curva (bent / angular), ângulo O–Cl–O aproximadamente