O trifluoreto de cloro, \mathrm{ClF}_{3}, é um dos compostos mais reativos que se conhece. Reage violentamente com muitas substâncias que, em geral, são inertes, e foi usado em bombas incendiárias na Segunda Grande Guerra. Pode ser obtido pelo aquecimento de \mathrm{Cl}_{2} e \mathrm{F}_{2} num vaso fechado.
a) Escreva a equação equilibrada da reação entre o \mathrm{Cl}_{2} e \mathrm{F}_{2} para produzir \mathrm{ClF}_{3}.
b) Se forem misturados 0,71 \mathrm{~g} de \mathrm{Cl}_{2} com 1,0 \mathrm{~g} de \mathrm{F}_{2}, qual a produção teórica de \mathrm{ClF}_{3} ? Qual é o reagente limitante? Quanto resta do reagente excedente?
c) Qual a estrutura de Lewis do \mathrm{ClF}_{3} ?
d) Qual a geometria dos pares de elétrons e molecular do \mathrm{ClF}_{3} ?

Passo 1

O enunciado pede quatro coisas:
  • (a) escrever a equação química balanceada entre \mathrm{Cl}_2 e \mathrm{F}_2 para formar \mathrm{ClF}_3;
  • (b) dado 0{,}71\\ \mathrm{g} de \mathrm{Cl}_2 e 1{,}0\\ \mathrm{g} de \mathrm{F}_2, calcular a produção teórica de \mathrm{ClF}_3, determinar o reagente limitante e quanto do reagente em excesso resta;
  • (c) desenhar e justificar a estrutura de Lewis de \mathrm{ClF}_3;
  • (d) determinar a geometria dos pares de elétrons (geometria eletrônica) e a geometria molecular de \mathrm{ClF}_3.
Informações numéricas dadas:
  • massa de \mathrm{Cl}_2 = 0{,}71\\ \mathrm{g};
  • massa de \mathrm{F}_2 = 1{,}0\\ \mathrm{g}.
Não se pede rendimento experimental — só a produção teórica (a partir de quantidades dadas).

Passo 2

(a) Balanceamento da reação. Vou balancear seguindo conservação de átomos: colocar coeficientes inteiros que façam número de Cl e F iguais nos dois lados. Se eu tentar uma equação do tipo
\mathrm{Cl}_2 + x\,\mathrm{F}_2 \rightarrow y\,\mathrm{ClF}_3,
cada \mathrm{Cl}_2 fornece 2 átomos de Cl, e cada molécula de \mathrm{ClF}_3 tem 1 átomo de Cl. Para equilibrar Cl, precisamos de y=2 quando há 1 mol de \mathrm{Cl}_2 no lado reagente. Cada \mathrm{ClF}_3 tem 3 F, então 2 mol de \mathrm{ClF}_3 precisa de 2\times 3=6 átomos de F, ou seja 3 mol de \mathrm{F}_2. Assim a equação balanceada é
\mathrm{Cl}_2 + 3\mathrm{F}_2 \rightarrow 2\mathrm{ClF}_3.

Passo 3

(b) Preparação para estequiometria: converter massas em mols. Primeiro calculamos massas molares aproximadas (usando massas atômicas: \mathrm{Cl}=35{,}45\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}} e \mathrm{F}=19{,}00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}):
\text{MM}(\mathrm{Cl}_2)=2\times 35{,}45 = 70{,}90\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}},
\text{MM}(\mathrm{F}_2)=2\times 19{,}00 = 38{,}00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}},
\text{MM}(\mathrm{ClF}_3)=35{,}45 + 3\times 19{,}00 = 92{,}45\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}.
Explicando: a massa molar de uma molécula é a soma das massas atômicas dos átomos que a compõem; usamos valores tabulados para \mathrm{Cl} e \mathrm{F}.

Passo 4

Calcular mols iniciais de cada reagente:
n(\mathrm{Cl}_2)=\dfrac{0{,}71\\ \mathrm{g}}{70{,}90\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}} \approx 0{,}01001\\ \mathrm{mol}.
n(\mathrm{F}_2)=\dfrac{1{,}0\\ \mathrm{g}}{38{,}00\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}} = 0{,}02632\\ \mathrm{mol}.
Comentário didático: para cada mol você divide massa pela massa molar; aqui arredondei com cuidado, mantendo casas suficientes para não perder precisão antes do resultado final.

Passo 5

Determinar o reagente limitante usando a estequiometria da equação balanceada
\mathrm{Cl}_2 + 3\mathrm{F}_2 \rightarrow 2\mathrm{ClF}_3.
A razão estequiométrica pede 3 mol de \mathrm{F}_2 para cada 1 mol de \mathrm{Cl}_2.
  • Se todo o \mathrm{Cl}_2 fosse consumido, a quantidade de \mathrm{F}_2 necessária seria
n_{\text{req}}(\mathrm{F}_2)=3\times n(\mathrm{Cl}_2)=3\times 0{,}01001 \approx 0{,}03003\\ \mathrm{mol}.
Mas só temos 0{,}02632\\ \mathrm{mol} de \mathrm{F}_2, ou seja, há menos \mathrm{F}_2 do que a quantidade requerida — portanto \mathrm{F}_2 é o reagente limitante.
Outra forma (checar): com o \mathrm{F}_2 disponível, o \mathrm{Cl}_2 que seria consumido é
n_{\text{consumido}}(\mathrm{Cl}_2)=\dfrac{1}{3}\,n(\mathrm{F}_2)=\dfrac{1}{3}\times 0{,}02632 \approx 0{,}008773\\ \mathrm{mol},
que é menor que o n(\mathrm{Cl}_2)=0{,}01001\\ \mathrm{mol}, confirmando que sobra \mathrm{Cl}_2.

Passo 6

Calcular a produção teórica de \mathrm{ClF}_3. Pela estequiometria, 3 mol de \mathrm{F}_2 produzem 2 mol de \mathrm{ClF}_3, então cada mol de \mathrm{F}_2 produz 2/3 mol de \mathrm{ClF}_3. Usando o mol de \mathrm{F}_2 disponível (limitante):
n(\mathrm{ClF}_3)=\dfrac{2}{3}\,n(\mathrm{F}_2)=\dfrac{2}{3}\times 0{,}02632 \approx 0{,}0175467\\ \mathrm{mol}.
Converter para massa usando \text{MM}(\mathrm{ClF}_3)=92{,}45\\ \mathrm{g\\ mol^{-1}}:
m(\mathrm{ClF}_3)=n(\mathrm{ClF}_3)\times \text{MM}(\mathrm{ClF}_3) =0{,}0175467\times 92{,}45 \approx 1{,}621\\ \mathrm{g}.
Arredondando de acordo com os dados iniciais (2 algarismos significativos), a produção teórica é cerca de 1{,}6\\ \mathrm{g} de \mathrm{ClF}_3.

Passo 7

Calcular quanto resta do reagente em excesso ( \mathrm{Cl}_2). Já calculamos que o \mathrm{Cl}_2 consumido foi
n_{\text{consumido}}(\mathrm{Cl}_2)=\dfrac{1}{3}\,n(\mathrm{F}_2)=0{,}008773\\ \mathrm{mol}.
Assim o \mathrm{Cl}_2 que sobra é
n_{\text{sobra}}(\mathrm{Cl}_2)=n_{\text{inicial}}(\mathrm{Cl}_2)-n_{\text{consumido}}(\mathrm{Cl}_2) =0{,}01001-0{,}008773=0{,}001237\\ \mathrm{mol}.
Converter para massa:
m_{\text{sobra}}(\mathrm{Cl}_2)=0{,}001237\times 70{,}90 \approx 0{,}0877\\ \mathrm{g}.
Arredondando (2 algarismos significativos) obtemos aproximadamente 0{,}088\\ \mathrm{g} de \mathrm{Cl}_2 restante.

Passo 8

(c) Estrutura de Lewis de \mathrm{ClF}_3.
Vou construir passo a passo e explicar didaticamente.
  1. Contar elétrons de valência: \mathrm{Cl} tem 7 elétrons de valência; cada \mathrm{F} tem 7. Total:
7 + 3\times 7 = 28\\ \text{elétrons de valência}.éê
  1. Colocar o átomo menos eletronegativo no centro: \mathrm{Cl} central e três \mathrm{F} ligados a ele por ligações simples. Cada ligação simples usa 2 elétrons; para 3 ligações usamos 6 elétrons. Restam
28 - 6 = 22\\ \text{elétrons}.é
  1. Completar octeto dos flúors: cada \mathrm{F} precisa de 6 elétrons não ligantes (3 pares) além da ligação para completar seu octeto. Para 3 \mathrm{F} precisamos de 3\times 6 = 18 elétrons. Subtraindo:
22 - 18 = 4\\ \text{elétrons}.é
  1. Os 4 elétrons restantes vão como pares isolados no cloro: isto é, 2 pares solitários em \mathrm{Cl}. Assim a estrutura final tem \mathrm{Cl} com 3 ligações simples e 2 pares isolados (totalizando 10 elétrons ao redor do \mathrm{Cl} — expansão do octeto, permitida no 3º período).
  2. Verificar cargas formais (fórmula): carga formal = (elétrons valência do átomo) - (elétrons não ligantes) - (metade dos elétrons de ligação). Para cada \mathrm{F}:
\text{CF} = 7 - 6 - 1 = 0.
Para \mathrm{Cl}:
\text{CCl} = 7 - 4 - 3 = 0.
Portanto cargas formais zero em todos os átomos — estrutura adequada.
  1. Representação simbólica (em Lewis, mostrando pares como pontos): uma forma textual em LaTeX simples é
:\mathrm{F}:\;-\;\mathrm{Cl}\;-\;:\mathrm{F}:
com um terceiro \mathrm{F} ligado perpendicularmente e com os pares não-ligantes sobre cada \mathrm{F} e dois pares sobre \mathrm{Cl}. (Isso é uma descrição linear; na prática cada \mathrm{F} tem três pares isolados e o \mathrm{Cl} tem dois pares isolados.)
Resumo didático: \mathrm{ClF}_3 tem 28 elétrons de valência; 3 ligações simples \mathrm{Cl}-\mathrm{F}; \mathrm{Cl} carrega 2 pares isolados (expansão do octeto), e todas as cargas formais são zero.

Passo 9

(d) Geometria dos pares de elétrons e geometria molecular — explicação com VSEPR (modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência).
  1. Contar domínios eletrônicos ao redor do centro \mathrm{Cl}: há 3 ligações (três átomos ligados) e 2 pares isolados, totalizando 5 domínios eletrônicos. Para 5 domínios a geometria eletrônica (dos pares de elétrons) é trigonal bipiramidal.
  2. Distribuição dos pares isolados: em uma geometria trigonal bipiramidal existem duas posições equatoriais (num plano formando 120° entre si) e três posições que incluem os dois axiais (um acima e um abaixo formando 180°) e uma equatorial. Pares isolados ocupam preferencialmente posições equatoriais porque lá sofrem menos repulsão (cada par equatorial tem duas ligações a 90^\circ enquanto um par axial teria três ligações a 90^\circ; menos contatos a 90^\circ = menos repulsão). Assim os dois pares isolados em \mathrm{ClF}_3 ficam nas duas posições equatoriais.
  3. Resultado para a estrutura: com duas posições equatoriais ocupadas por pares isolados e três posições restantes ocupadas por átomos de \mathrm{F}, a geometria molecular (a forma que vemos considerando apenas os átomos) é em “T” (T-shaped). Esquematicamente, dois flúors ficam em posições axiais opostas e um flúor fica na posição equatorial que resta, formando um “T”.
  4. Ângulos de ligação aproximados: os ângulos ideais em TBP (trigonal bipiramidal) seriam 90^\circ entre axial e equatorial e 120^\circ entre equatoriais; com pares isolados equatoriais as ligações \mathrm{F}-\mathrm{Cl}-\mathrm{F} axial-equatorial ficam um pouco menores que 90^\circ (por repulsão extra dos pares), mas, em resumo, as ligações relevantes são próximas de 90^\circ e 180^\circ (entre os dois axiais).
  5. Conclusão: geometria dos pares de elétrons = trigonal bipiramidal; geometria molecular = T-shaped (T).

Resposta

(a) \mathrm{Cl}_2 + 3\mathrm{F}_2 \rightarrow 2\mathrm{ClF}_3
(b) Produção teórica de \mathrm{ClF}_3: 1{,}62\\ \mathrm{g} (aprox. 1{,}6\\ \mathrm{g}); reagente limitante: \mathrm{F}_2; massa de \mathrm{Cl}_2 restante: 0{,}088\\ \mathrm{g}.
(c) Estrutura de Lewis: \mathrm{Cl} central ligado a três \mathrm{F} por ligações simples, com dois pares isolados em \mathrm{Cl} (total de 28 elétrons de valência); todos os átomos têm carga formal 0 (Cl com expansão do octeto: 10 elétrons ao seu redor).
(d) Geometria dos pares de elétrons: trigonal bipiramidal; geometria molecular: T-shaped (T), com os dois pares isolados em posições equatoriais; ângulos aproximados 90^\circ e 180^\circ.

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