Utilize a teoria RPENV para prever a geometria de cada uma das seguintes moléculas e íons.
Passo 1
O enunciado pede: "Utilize a teoria RPENV para prever a geometria de
".
Informações dadas (claras no enunciado): centro em um átomo de carbono ligado a três átomos de cloro. Não foi explicitado sinal (positivo/negativo) nem se é radical; vamos assumir a espécie neutra com fórmula exatamente (ou seja, um fragmento tricloro que tem número ímpar de elétrons, o famoso radical triclormetila).
Dados úteis fornecidos ou óbvios do enunciado que usaremos: número de átomos (1 C e 3 Cl) e que devemos aplicar a teoria RPENV (VSEPR) para prever a geometria.
Informações dadas (claras no enunciado): centro em um átomo de carbono ligado a três átomos de cloro. Não foi explicitado sinal (positivo/negativo) nem se é radical; vamos assumir a espécie neutra com fórmula exatamente
Dados úteis fornecidos ou óbvios do enunciado que usaremos: número de átomos (1 C e 3 Cl) e que devemos aplicar a teoria RPENV (VSEPR) para prever a geometria.
Passo 2
Contagem dos elétrons de valência e construção da estrutura de Lewis (passo a passo, bem mastigado).
- Elétrons de valência: o carbono tem
e cada cloro tem . Logo o total é
elétrons de valência. Esse total é ímpar, o que indica presença de um elétron desemparelhado (radical).
- Fazer as ligações C–Cl: cada ligação simples usa um par (2 elétrons). Três ligações usam
elétrons. Restam
elétrons para distribuir como pares de elétrons não ligantes.
- Completar os octetos dos cloros: cada
precisa de mais elétrons (três pares) além da ligação para completar 8. Para três cloros são elétrons. Subtraindo:
fica 1 elétron sobrando, que não forma par — é o elétron desemparelhado. Onde ele se localiza? Na estrutura mais simples ele fica associado ao carbono (pois todos os cloros já têm seus octetos satisfeitos). Assim a estrutura de Lewis fica com o carbono fazendo três ligações simples e carregando um elétron não pareado.
Passo 3
Interpretação RPENV / VSEPR para espécies com elétron ímpar (radicais).
- Na versão prática da RPENV precisamos contar as “regiões de densidade eletrônica” ao redor do átomo central que influenciam a geometria. Tipicamente contamos pares de ligação (cada ligação simples = 1 região), pares isolados (lone pairs) e, no caso de radicais, o elétron não pareado que pode ocupar uma orbital própria.
- No nosso caso temos três pares de ligação C–Cl (três regiões de ligação) e nenhum par isolado completo sobre o carbono, mas há um único elétron desemparelhado. Importante: esse elétron desemparelhado se comporta de modo diferente de um par isolado — costuma ocupar uma orbital atômica (frequentemente uma orbital
) e exerce repulsão menor do que um par isolado, além de favorecer configuração que permita um orbital não hibridizado (ou menos hibridizado) para abrigá‑lo.
Passo 4
Decidindo a geometria: hipótese e razão física (explicação didática).
- Opções óbvias se ignorássemos o detalhe do elétron único seriam: “trigonal plana” (3 regiões, angulos
) ou “piramidal/tetraédrica” (se contássemos 4 regiões igual a um lone pair). Qual é a correta? - Um modelo químico mais físico: é energeticamente favorável que o carbono esteja
hibridizado formando três orbitais para as três ligações C–Cl dispostas num plano a , enquanto o elétron não pareado ocupa a orbital perpendicular a esse plano. Assim o elétron ímpar fica em uma orbital pura (ou quase pura) e não em um orbital híbrido tipo . Isso minimiza energia porque a ocupação de uma orbital permite boa localidade do elétron desemparelhado sem aumentar fortemente a repulsão entre pares de ligação. - Consequência RPENV: as três regiões de ligação adotam uma disposição trigonal plana. O elétron não pareado não cria um lone pair como os pares completos fariam (que causam maior repulsão e forçariam uma geometria piramidal); portanto a geometria molecular é plana e as ligações C–Cl ficam aproximadamente a
.
Passo 5
Analogias e reforço (para lembrar na prova).
- Exemplo conhecido: o radical metil
(também com ligações e um elétron não pareado) tem geometria trigonal plana com carbono e elétron em orbital . segue a mesma ideia, só que com substituintes maiores ( ). - Regra prática para provas: quando você tem um radical com um único elétron no átomo central que pode ser acomodado numa orbital
, espere geometria planar trigonal (três grupos ligados) em vez de tetraédrica/piramidal. Se houvesse um par isolado completo (dois elétrons) no centro aí sim você teria repulsão forte e geometria piramidal/tetraédrica.
Passo 6
Resumo final do raciocínio em linguagem de prova (passos curtos que você pode escrever na folha):
- contar elétrons de valência →
→ espécie radical (um elétron ímpar). - estrutura de Lewis: C ligado a três Cl com um elétron não pareado no C.
- RPENV + argumento de hibridação: três ligações ⇒
no C; elétron não pareado em orbital . - geometria molecular: trigonal plana, ângulos aproximadamente
.
Resposta
Trigonal planar (plano trigonal) com ângulos aproximados de
.