Utilize a teoria RPENV para prever a geometria de cada uma das seguintes moléculas e íons.
\mathrm{CCl}_{3}

Passo 1

O enunciado pede: "Utilize a teoria RPENV para prever a geometria de \mathrm{CCl}_3".
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 \mathrm{CCl}_3 (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.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência e construção da estrutura de Lewis (passo a passo, bem mastigado).
  • Elétrons de valência: o carbono tem 4 e cada cloro tem 7. Logo o total é
4 + 3\cdot 7 = 4 + 21 = 25
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 3\cdot 2 = 6 elétrons. Restam
25 - 6 = 19
elétrons para distribuir como pares de elétrons não ligantes.
  • Completar os octetos dos cloros: cada \mathrm{Cl} precisa de mais 6 elétrons (três pares) além da ligação para completar 8. Para três cloros são 3\cdot 6 = 18 elétrons. Subtraindo:
19 - 18 = 1
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 p) 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 120^\circ) 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 sp^2 hibridizado formando três orbitais sp^2 para as três ligações \sigma C–Cl dispostas num plano a 120^\circ, enquanto o elétron não pareado ocupa a orbital p perpendicular a esse plano. Assim o elétron ímpar fica em uma orbital \,p pura (ou quase pura) e não em um orbital híbrido tipo sp^3. Isso minimiza energia porque a ocupação de uma orbital p 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 120^\circ.

Passo 5

Analogias e reforço (para lembrar na prova).
  • Exemplo conhecido: o radical metil \mathrm{CH}_3 (também com 3 ligações e um elétron não pareado) tem geometria trigonal plana com carbono sp^2 e elétron em orbital p. \mathrm{CCl}_3 segue a mesma ideia, só que com substituintes maiores ( \mathrm{Cl}).
  • Regra prática para provas: quando você tem um radical com um único elétron no átomo central que pode ser acomodado numa orbital p, 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):
  1. contar elétrons de valência → 25 → espécie radical (um elétron ímpar).
  2. estrutura de Lewis: C ligado a três Cl com um elétron não pareado no C.
  3. RPENV + argumento de hibridação: três ligações ⇒ sp^2 no C; elétron não pareado em orbital p.
  4. geometria molecular: trigonal plana, ângulos aproximadamente 120^\circ.

Resposta

Trigonal planar (plano trigonal) com ângulos aproximados de 120^\circ.

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