Sobre os halogênios:
Explique porque \mathrm{OF}_{2} é uma molécula angular e porque esse ângulo difere daquele encontrado no \mathrm{Cl}_{2} \mathrm{O}.

Passo 1

O que o enunciado pede: explicar (1) por que \mathrm{OF}_2 é uma molécula angular (ou curva) e (2) por que o ângulo \angle(F–O–F) em \mathrm{OF}_2 difere do ângulo \angle(Cl–O–Cl) em \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}.
Informações dadas/assumidas pelo enunciado (todas óbvias a partir das fórmulas das moléculas):
  • Temos duas moléculas: \mathrm{OF}_2 e \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}.
  • Em cada caso o oxigênio liga-se a dois átomos halogênio (F ou Cl).
  • Não há figura adicional fornecida. Vou usar as estruturas de elétrons (Lewis) e ideias de repulsão entre pares eletrônicos para explicar.

Passo 2

Desenho da estrutura de Lewis de \mathrm{OF}_2 passo a passo (muito didático):
  • Conte os elétrons de valência: oxigênio tem 6 elétrons de valência e cada flúor tem 7. Então total de elétrons é
6 + 2\cdot 7 = 20.
  • Colocamos o oxigênio no centro ligado aos dois flúors: isso usa 2 ligações simples → 2\cdot 2 = 4 elétrons de ligação.
  • Distribuímos os elétrons restantes como pares livres para completar octetos: cada flúor fica com três pares livres (6 elétrons) além da ligação, e o oxigênio fica com os pares livres restantes.
  • Resultado: O tem duas ligações O–F e duas pares não-ligantes (dois pares isolados) sobre o oxigênio; cada F tem três pares isolados além da ligação.
Conclusão do passo: no oxigênio existem exatamente 4 “domínios eletrônicos” (2 domínios de ligação + 2 pares solitários).

Passo 3

Explicando por que essa contagem dá forma angular — introdução ao conceito usado:
  • Um “domínio eletrônico” é uma região de densidade eletrônica ao redor do átomo central: ligação simples conta como 1 domínio, par não-ligante conta como 1 domínio.
  • Quando um átomo central tem 4 domínios eletrônicos, a geometria eletrônica que minimiza repulsões é a de um tetraedro (ângulos ideais 109{,}5^\circ).
  • A forma molecular (o que vemos como conformação dos átomos) depende de quais desses domínios são ligações e quais são pares solitários. Se dois dos quatro domínios são pares solitários e dois são ligações, a geometria molecular é chamada de “angular” ou “dobradinha” (ex.: mesmo caso em \mathrm{H}_2\mathrm{O}).
  • Regra importante (ordem de repulsões): pares não-ligantes (LP) ocupam mais espaço do que pares de ligação (BP). Assim:
\text{repulsão (LP,LP)} > \text{repulsão (LP,BP)} > \text{repulsão (BP,BP)}.ããã
  • Como consequência prática, a presença de pares não-ligantes empurra as ligações próximas, reduzindo o ângulo entre as ligações em relação ao valor tetraédrico.
Aplicando isso a \mathrm{OF}_2: oxigênio tem 2 LP e 2 BP → geometria eletrônica tetraédrica, geometria molecular angular. Logo a molécula é curva (não linear).

Passo 4

Mostrando numericamente e comparando com um caso conhecido (intuitivo):
  • Para um arranjo \text{AX}_2\text{E}_2 (dois ligantes, dois pares isolados) o ângulo tende a ser menor que 109{,}5^\circ. Exemplo clássico: \mathrm{H}_2\mathrm{O} tem \angle\text{H–O–H}\approx 104{,}5^\circ.
  • Em \mathrm{OF}_2 a medida experimental do ângulo \angle\text{F–O–F} está na faixa de aproximadamente 103^\circ (valor experimental típico). O ponto importante é: é menor que 109{,}5^\circ e a molécula é angular.

Passo 5

Estrutura de Lewis de \mathrm{Cl}_2\mathrm{O} e comparação estrutural básica:
  • Faça a mesma contagem: oxigênio 6 elétrons, cada cloro 7. Total
6 + 2\cdot 7 = 20
— exatamente como em \mathrm{OF}_2.
  • A estrutura de Lewis é análoga: O central ligado a dois Cl, com dois pares isolados em O; cada Cl com três pares isolados além da ligação.
  • Portanto ambos são do tipo \text{AX}_2\text{E}_2: mesma geometria eletrônica (tetraédrica) e mesma geometria molecular (angular). Então o fato de ambos serem angulares tem a mesma origem: 2 LP em O + 2 ligações.

Passo 6

Por que, apesar de terem a mesma “classe” \text{AX}_2\text{E}_2, os ângulos diferem? — apresentação das duas contribuições físicas principais
Dois efeitos principais fazem os ângulos diferenciarem entre \mathrm{OF}_2 e \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}:
Efeito A — eletronegatividade dos substituintes (polaridade da ligação)
  • Flúor é muito mais eletronegativo que cloro. Quando o substituinte é muito eletronegativo (F), ele puxa os elétrons da ligação para si. Isso desloca a densidade eletrônica dos pares de ligação para longe do oxigênio, alterando as repulsões locais ao redor do oxigênio.
  • Qual é a consequência qualitativa? Ao puxar densidade eletrônica para fora das ligações, o flúor reduz a densidade eletrônica das pares de ligação na vizinhança do oxigênio, o que tende a diminuir a repulsão BP–BP e BP–LP (os pares de ligação “ocupam menos espaço” perto do oxigênio). Ao mesmo tempo os pares isolados ficam relativamente mais “dominantes” na sua ocupação espacial sobre o oxigênio.
  • Esse rearranjo de densidade costuma provocar ajustes no ângulo: a mudança exata depende do equilíbrio entre redução de BP–BP e o efeito de LP local. Em termos simples: mudanças na polaridade das ligações mudam quantas as repulsões relativas e, portanto, o ângulo.
Efeito B — tamanho (raio) e repulsão estérica entre ligantes
  • O cloro é muito maior que o flúor. Átomos maiores têm nuvens eletrônicas mais difusas e podem exercer maior repulsão estérica entre si (isto é, as duas grandes nuvens de Cl preferem ficar mais separadas).
  • Essa repulsão direta entre os átomos ligados (ou entre suas nuvens eletrônicas externas) empurra os ligantes para mais longe um do outro, aumentando o ângulo \angle entre as ligações em comparação com ligantes pequenos.

Passo 7

Juntando os efeitos e dando a conclusão física clara (passo-a-passo lógico)
  • Em \mathrm{OF}_2:
    • Substituintes são pequenos e muito eletronegativos. O forte deslocamento de densidade para os F torna as ligações bastante polares e modifica a distribuição de densidade ao redor de O; além disso, os F pequenos exercem pouca repulsão estérica mútua. O equilíbrio desses fatores resulta num ângulo relativamente reduzido (aprox. 103^\circ).
  • Em \mathrm{Cl}_2\mathrm{O}:
    • Os Cl são menos eletronegativos (logo puxam menos os elétrons de ligação) e são maiores (mais volume eletrônico). Menos retirada de densidade para os ligantes significa que a densidade das ligações fica mais localizada perto do oxigênio comparada ao caso com F; e a grandeza dos Cl causa repulsão estérica que tende a separar as duas ligações. O efeito líquido é um ângulo maior (valores experimentais típicos mostram \angle(Cl–O–Cl) maior que \angle(F–O–F), por exemplo em torno de 110^\circ para \mathrm{Cl}_2\mathrm{O} — ou seja, maior que em \mathrm{OF}_2).
Resumo físico-intuitivo (para gravar na prova):
  • Ambas são angulares porque O tem 4 domínios eletrônicos (2 ligações + 2 pares isolados) → geometria eletrônica tetraédrica → moléculas do tipo \text{AX}_2\text{E}_2 (angular).
  • A diferença de ângulo vem de equilíbrio entre duas coisas: (i) quanto o ligante puxa a densidade de ligação (eletronegatividade) e (ii) o tamanho/repulsão entre os próprios ligantes (estérica). F é pequeno e muito eletronegativo → certa contração do ângulo; Cl é maior e menos retirador de elétrons → empurra mais as ligações para longe e dá ângulo maior.

Passo 8

Um esquema mental rápido para a prova (fórmula de bolso)
  • Faça a Lewis → conte domínios eletrônicos no átomo central.
  • Se for \text{AX}_2\text{E}_2 diga: “angular porque 2 LP > 2 BP”.
  • Para diferença de ângulo entre dois substituintes compare:
    1. eletronegatividade (mais eletronegativo puxa elétrons → muda distribuição de repulsões), e
    2. tamanho/estérica (átomos maiores tendem a aumentar o ângulo entre as ligações).
  • Use essa hierarquia para justificar se o ângulo aumenta ou diminui.

Resposta

\mathrm{OF}_2 é angular porque o oxigênio tem quatro domínios eletrônicos (duas ligações O–F + dois pares isolados), o que dá geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular \text{AX}_2\text{E}_2 (curva) devido à maior repulsão dos pares não-ligantes.
O ângulo difere de \mathrm{Cl}_2\mathrm{O} porque existem dois efeitos concorrentes: a alta eletronegatividade do flúor puxa densidade de ligação para os F (alterando as repulsões BP/LP) enquanto o cloro, sendo maior e menos eletronegativo, exerce maior repulsão estérica entre os ligantes; o equilíbrio desses efeitos faz \angle(F–O–F) ser menor (≈ 103^\circ) do que \angle(Cl–O–Cl) (valor experimental maior, em torno de 110^\circ).

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