O ângulo de ligação em é próximo de , mas o ângulo em é de . Explique.

Passo 1

Vamos analisar o enunciado: estamos comparando os ângulos de ligação em e . O conteúdo envolvido aqui é a Geometria Molecular, que usa a Teoria VSEPR (Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência) para prever a forma das moléculas. Vamos precisar identificar a disposição dos pares de elétrons ao redor do átomo central em cada molécula.

Passo 2

Primeiro, vamos olhar para a molécula de . O átomo central é o estanho (Sn). O Sn tem 4 elétrons de valência. Cada Clido (Cl) traz 1 elétron, então temos 2 Cl, totalizando 2 elétrons compartilhados. Isso deixa o Sn com 2 pares de elétrons não ligantes.

Passo 3

Aplicando a Teoria VSEPR, contamos os pares ao redor do Sn: 2 pares ligados (com os Cl) e 2 pares não ligados. Isso dá um total de 4 pares de elétrons, que normalmente arranjariam em uma geometria tetraédrica para minimizar repulsões. No entanto, os pares não ligados ocupam mais espaço, comprimindo os ângulos entre os pares ligados. Por isso, o ângulo de ligação em é próximo de , resultando em uma geometria angular ou dobrada.

Passo 4

Agora, vamos analisar o íon . O átomo central é o iodo (I). Cada iodo tem 7 elétrons de valência. Comendo dois íons iodeto adicionais, temos um total de 22 elétrons (7 + 7 + 8). Distribuindo esses elétrons, o iodo central tem 5 pares de elétrons: 2 pares ligados e 3 pares não ligados.

Passo 5

Na Teoria VSEPR, 5 pares de elétrons ao redor do átomo central adotam uma geometria linear, especialmente quando há múltiplos pares não ligados que se distribuem uniformemente para minimizar repulsões. Por isso, o ângulo de ligação em é de .

Resposta

A diferença nos ângulos de ligação entre (~120°) e (180°) se deve à disposição dos pares de elétrons ao redor do átomo central segundo a Teoria VSEPR, resultando em geometrias angular e linear, respectivamente.

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