2.19 Determine a hibridação de orbitais necessária em:
\mathrm{SF}_{4};

Passo 1

O enunciado pede: determinar a hibridação de orbitais necessária em \mathrm{SF}_4.
Informações dadas: fórmula molecular \mathrm{SF}_4 (um átomo de enxofre ligado a quatro átomos de flúor). Não há outras figuras ou dados.

Passo 2

Primeiro passo prático: fazer a contagem dos elétrons de valência para montar a estrutura de Lewis — isso nos dá quantos pares de elétrons existem e quantos ficam como pares não ligados no enxofre, informação crucial para a hibridação.
  • Elétrons de valência do enxofre: 6 (porque S está no grupo 16).
  • Elétrons de valência de cada flúor: 7. Como são quatro flúors, total de elétrons dos F: 4\times7 = 28.
  • Total de elétrons de valência do sistema: 6 + 28 = 34. Escrevo isso em TeX: 34.
Agora montamos ligações simples S–F (uma ligação sigma para cada F). Cada ligação consome 2 elétrons, então quatro ligações consomem 4\times2 = 8 elétrons. Subtraindo do total:
34 - 8 = 26\\ \text{elétrons}é
Esses 26 elétrons são distribuídos como pares isolados preferencialmente nos átomos mais eletronegativos (os F). Cada F precisa de 3 pares (6 elétrons) para completar o octeto. Para os quatro F usamos:
4 \times 6 = 24\\ \text{elétrons}é
Sobra:
26 - 24 = 2\\ \text{elétrons}é
Esses 2 elétrons restantes formam um par não ligado no enxofre. Conclusão prática da estrutura de Lewis: enxofre ligado a quatro flúors por ligações simples e com um par isolado no enxofre.

Passo 3

Agora transformamos essa informação em “número estérico” (steric number), que é exatamente o que usamos para decidir a hibridação.
Definição e ideia: o número estérico é o número de regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central. Cada ligação simples conta como uma região (uma ligação sigma) e cada par isolado conta como uma região. Em linguagem prática:
  • Número estérico = número de ligações sigma ao redor do átomo central + número de pares isolados no átomo central.
No caso de \mathrm{SF}_4:
  • número de ligações sigma em S: 4 (quatro ligações S–F),
  • número de pares isolados em S: 1 (conforme o passo anterior).
Logo o número estérico é
4 + 1 = 5.

Passo 4

Relação entre número estérico e hibridação — tabela prática que sempre uso na prova (memorizando ajuda muito):
  • número estérico 2 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp},
  • número estérico 3 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp}^2,
  • número estérico 4 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp}^3,
  • número estérico 5 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp}^3\mathrm{d} (às vezes escrito \mathrm{dsp}^3),
  • número estérico 6 \Rightarrow hibridação \mathrm{sp}^3\mathrm{d}^2.
Aplicando ao nosso caso (número estérico =5), a hibridação correspondente é \mathrm{sp}^3\mathrm{d}.
Breve explicação física dessa correspondência: para acomodar cinco regiões de densidade eletrônica usam-se cinco orbitais híbridos formados a partir de uma combinação do orbital s, três orbitais p e um orbital d do mesmo nível de energia aproximado (no caso do enxofre, níveis 3s,3p,3d). Esses cinco híbridos orientam-se para formar uma geometria eletrônica de bipirâmide trigonal.

Passo 5

Interpretação geométrica e efeitos do par isolado (útil para interpretar formas moleculares na prova):
  • Geometria eletrônica (considerando todas as 5 regiões): bipirâmide trigonal.
  • Como há um par isolado em S, a forma molecular (considerando apenas posições dos átomos) fica como “see-saw” ou gangorra (ou “dobre-seesaw”), isto é, uma molécula do tipo \mathrm{AX}_4\mathrm{E}.
  • Importante em provas: pares isolados ocupam posições equatoriais numa bipirâmide trigonal porque essas posições minimizam repulsões eletrónicas (uma posição equatorial tem duas vizinhas a 90^\circ e uma a 120^\circ, enquanto uma posição axial teria três vizinhas a 90^\circ). Assim o par isolado fica equatorial — por isso os ângulos S–F não são todos iguais; há dois F em posição axial e dois em equatorial, e os ângulos são ligeiramente diferentes (por exemplo, os ângulos equatoriais aproximam-se de 120^\circ, os ângulos axial–equatorial aproximam-se de 90^\circ, mas são distorcidos pela presença do par isolado).

Passo 6

Nota breve (opcional para exame): a notação \mathrm{sp}^3\mathrm{d} é a resposta clássica ensinada e suficiente para resolver questões de geometria e ligação. Em teorias mais avançadas há debates sobre o papel exato dos orbitais d em hipervalência, mas para a maioria das provas e para determinação de geometria molecular a regra do número estérico \Rightarrow hibridação funciona muito bem.

Resposta

\mathrm{sp}^3\mathrm{d}

Exercícios relacionados