42- (Atkins 2007) Escreva as estruturas de Lewis e prediga as formas de:
\mathrm{SO}_{2} \mathrm{Cl}_{2} ; \mathrm{c}\right) \mathrm{IO}_{2} \mathrm{~F}_{2}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para cada espécie: (i) escrever a estrutura de Lewis e (ii) predizer a forma (geometria molecular). As espécies são:
\mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2 e \mathrm{IO}_2\mathrm{F}_2^{-}.
Informações relevantes dadas pelo enunciado: apenas as fórmulas químicas das espécies. Não há figura adicional.

Passo 2

Vou lembrar uma receita prática para construir estruturas de Lewis passo a passo (vamos usar isso em ambas as moléculas):
  1. Contar os elétrons de valência totais: somar os elétrons de valência de cada átomo e ajustar pelo sinal da carga.
  2. Montar a estrutura esquelética: átomo menos eletronegativo (normalmente) no centro; ligações simples iniciais entre o central e os substituintes.
  3. Distribuir pares isolados nas átomos externos para completar octetos (ou duetos para H).
  4. Colocar pares restantes no átomo central.
  5. Se o átomo central não tiver octeto (ou houver cargas formais grandes), formar ligações múltiplas convertendo pares isolados de átomos externos em ligações duplas/triplas até minimizar cargas formais.
  6. Calcular cargas formais para checar e escolher a melhor estrutura (fórmula da carga formal: \mathrm{FC}= valência do átomo - (nº elétrons não ligantes + metade dos elétrons de ligação)).
    Depois da estrutura de Lewis, para prever a forma molecular usamos VSEPR: contamos os domínios eletrônicos (ligações simples, duplas ou triplas contam cada qual como um domínio de ligação; pares isolados contam como domínio) ao redor do átomo central e deduzimos a geometria eletrônica e a geometria molecular (onde os pares isolados mudam os ângulos).

Passo 3

Aplicando a receita em \mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2.
Contagem de elétrons de valência:
  • Enxofre \mathrm{S}: 6 elétrons
  • Cada oxigênio \mathrm{O}: 6 elétrons \Rightarrow 2\cdot 6=12
  • Cada cloro \mathrm{Cl}: 7 elétrons \Rightarrow 2\cdot 7=14
Total:
6 + 12 + 14 = 32 \text{ elétrons de valência.}éê

Passo 4

Esqueleto e ligações simples iniciais:
Colocamos o enxofre \mathrm{S} no centro ligado aos quatro substituintes: dois \mathrm{O} e dois \mathrm{Cl}. Começamos com ligações simples: quatro ligações \mathrm{S}-\mathrm{O} e \mathrm{S}-\mathrm{Cl}. Cada ligação usa 2 elétrons, então inicialmente usamos 4\times 2 = 8 elétrons em ligações. Restam 32-8=24 elétrons para pares isolados.

Passo 5

Completar octetos dos átomos externos:
  • Cada \mathrm{Cl} precisa de 3 pares isolados = 6 elétrons \Rightarrow 2\cdot 6 = 12 elétrons usados.
  • Cada \mathrm{O} com ligação simples precisaria de 3 pares isolados = 6 elétrons cada \Rightarrow 2\cdot 6 = 12 elétrons.
Se colocássemos oxigênios com ligações simples, isso consumiria exatamente 12+12=24 elétrons restantes. Então não sobrariam elétrons para o enxofre. Mas aí os oxigênios teriam carga formal negativa grande (cada \mathrm{O} com ligação simples teria \mathrm{FC}=-1 ), e o enxofre teria \mathrm{FC}=+1. Podemos melhorar convertendo pares isolados dos oxigênios em ligações duplas com o enxofre (pois enxofre pode expandir o octeto), reduzindo cargas formais.

Passo 6

Formando duplas \mathrm{S}=\mathrm{O}:
Transformamos cada ligação \mathrm{S}-\mathrm{O} em \mathrm{S}=\mathrm{O} usando um par isolado do oxigênio. Assim cada oxigênio fica com 2 pares isolados (4 elétrons) além da ligação dupla. Recontando:
  • Ligações: duas \mathrm{S}=\mathrm{O} (cada uma usa 4 elétrons) e duas \mathrm{S}-\mathrm{Cl} (cada uma usa 2 elétrons). Total elétrons em ligações: 2\cdot 4 + 2\cdot 2 = 12.
  • Pares isolados nos átomos externos agora: cada \mathrm{O} tem 2 pares isolados = 4 elétrons cada \Rightarrow 8 elétrons; cada \mathrm{Cl} tem 3 pares isolados = 6 elétrons cada \Rightarrow 12 elétrons. Total pares isolados externos =8+12=20.
    Soma: 12 (ligações) + 20 (pares isolados externos) =32 elétrons — tudo encaixa.
Cargas formais:
  • Para cada \mathrm{O} dupla: \mathrm{FC}=6-(4\text{ não-ligantes }+2\text{ (metade das 4 ligações)})=6-(4+2)=0.ãçõ
  • Para cada \mathrm{Cl}: \mathrm{FC}=7-(6+1)=0.
  • Para \mathrm{S}: \mathrm{FC}=6-(0\text{ não-ligantes }+ \tfrac{1}{2}\times 12\text{ elétrons de ligação})=6-(0+6)=0.ãéçã
    Portanto todas cargas formais zero — estrutura razoável e preferida.
Descrição da estrutura de Lewis (texto): o átomo \mathrm{S} central forma duas ligações duplas com dois \mathrm{O} e duas ligações simples com dois \mathrm{Cl}. Cada \mathrm{O} tem dois pares isolados; cada \mathrm{Cl} tem três pares isolados; \mathrm{S} não possui pares isolados.

Passo 7

Geometria de \mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2 via VSEPR:
  • Contamos domínios eletrônicos ao redor de \mathrm{S}: duas ligações duplas contam como dois domínios + duas ligações simples contam como dois domínios → total =4 domínios.
  • Quatro domínios sem pares isolados no central dão geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular tetraédrica.
    Conclusão: a molécula tem forma aproximadamente tetraédrica (ângulos próximos de 109{,}5^\circ). Em linguagem concreta: \mathrm{S} no centro com quatro substituintes distribuídos em posição tetraédrica (duas posições ocupadas por \mathrm{O}, duas por \mathrm{Cl}).

Passo 8

Agora \mathrm{IO}_2\mathrm{F}_2^{-}. Primeiro contamos elétrons de valência totais:
  • Iodo \mathrm{I}: 7 elétrons
  • Dois oxigênios \mathrm{O}: 2\cdot 6 = 12
  • Dois fluoretos \mathrm{F}: 2\cdot 7 = 14
  • Carga -1 adiciona 1 elétron
    Total:
7 + 12 + 14 + 1 = 34 \text{ elétrons de valência.}éê

Passo 9

Esqueleto inicial:
Colocamos \mathrm{I} no centro ligado a dois \mathrm{O} e dois \mathrm{F}. Iniciando com ligações simples: quatro ligações simples usam 4\times 2 = 8 elétrons. Restam 34-8=26 elétrons para pares isolados.

Passo 10

Distribuir pares isolados nos átomos externos inicialmente:
  • Cada \mathrm{F} precisa de 3 pares isolados = 6 elétrons \Rightarrow 2\cdot 6=12.
  • Cada \mathrm{O} com ligação simples precisaria de 3 pares isolados = 6 elétrons cada \Rightarrow 2\cdot 6=12.
    Somando isso usaríamos 12+12=24 elétrons, sobrando 26-24=2 elétrons que ficariam como um par isolado no iodo. Esta é uma estrutura possível; vamos checar cargas formais.

Passo 11

Cálculo de cargas formais da estrutura com oxigênios singly-bonded:
  • Cada \mathrm{O} (com ligação simples e 3 pares isolados): \mathrm{FC}=6-(6+1)= -1.
  • Cada \mathrm{F}: \mathrm{FC}=7-(6+1)=0.
  • Iodo ( \mathrm{I}) com um par isolado (2 elétrons) e quatro ligações simples: está associado a metade dos elétrons de 4 ligações = 4 elétrons; \mathrm{FC}=7-(2+4)=+1.
    Cargas formais: \mathrm{I}=+1, dois \mathrm{O}=-1 cada. Magnitude total das cargas formais (somatório de valores absolutos) = 1+1+1=3. Podemos melhorar convertendo pares isolados dos oxigênios em ligações duplas com o iodo.

Passo 12

Formando duplas \mathrm{I}=\mathrm{O}:
Convertendo um par isolado de cada \mathrm{O} em uma ligação dupla para o iodo, obtemos:
  • Ligações: duas \mathrm{I}=\mathrm{O} (cada uma 4 elétrons) e duas \mathrm{I}-\mathrm{F} (cada uma 2 elétrons). Total elétrons em ligações =2\cdot 4 + 2\cdot 2 = 12.
  • Restam 34-12=22 elétrons para pares isolados. Distribuindo: cada \mathrm{F} recebe 6 elétrons ( 2\cdot 6 = 12), cada \mathrm{O} dupla recebe 4 elétrons ( 2\cdot 4 = 8). Soma 12+8=20. Restam 22-20=2 elétrons que formam um único par isolado no iodo.
    Logo a estrutura final tem o iodo com um par isolado, duas ligações duplas para \mathrm{O} (cada \mathrm{O} com dois pares isolados), e duas ligações simples a dois \mathrm{F} (cada \mathrm{F} com três pares isolados).

Passo 13

Verificação de cargas formais nesta estrutura:
  • Cada \mathrm{O} dupla: \mathrm{FC}=6-(4\text{ não-ligantes }+2\text{ (metade dos 4 elétrons de ligação)})=6-(4+2)=0.ãéçã
  • Cada \mathrm{F}: \mathrm{FC}=7-(6+1)=0.
  • \mathrm{I}: valência 7; não-ligantes 2 (o par isolado no iodo); elétrons de ligação ao iodo são metade de 12 elétrons de ligação totais = 6. Assim \mathrm{FC}=7-(2+6)= -1.
    Somando as cargas temos -1 total, que concilia com a carga do íon. A magnitude total das cargas formais agora é 1 (apenas no iodo), menor que 3 na estrutura anterior — portanto esta estrutura com duplas é preferível.

Passo 14

Geometria por VSEPR para \mathrm{IO}_2\mathrm{F}_2^{-}:
  • No centro ( \mathrm{I}) temos: dois domínios de ligação correspondentes às duas \mathrm{I}=\mathrm{O} (cada dupla conta como 1 domínio), dois domínios correspondentes às duas ligações \mathrm{I}-\mathrm{F}, e um domínio referente ao par isolado no iodo. Total de domínios =5.
  • Cinco domínios eletrônicos correspondem à geometria eletrônica trigonal bipiramidal.
  • Com um par isolado entre os cinco domínios, a geometria molecular (considerando apenas posições de átomos) é “see-saw” (tesoura/serra) — a mesma geometria observada para \mathrm{SF}_4.

Passo 15

Posicionamento relativo (axial vs equatorial) e justificativa:
  • Em uma trigonal bipiramidal, há três posições equatoriais e duas axiais. Pares isolados preferem posições equatoriais porque aí sofrem apenas duas interações de 90^\circ (com axiais) enquanto um axial sofreria três interações 90^\circ (com as três equatoriais); assim equatorial é energeticamente preferível para minimizar repulsões.
  • Duplas ligações (grupos mais volumosos de densidade eletrônica) também preferem posições equatoriais para reduzir repulsões de 90^\circ.
  • Portanto, a configuração de menor energia coloca: o par isolado em posição equatorial; os dois \mathrm{O} (com ligações duplas) nas outras posições equatoriais; e os dois \mathrm{F} ocupam as posições axiais. Isso leva a uma molécula “see-saw” com os flúor na orientação axial e os oxigênios equatoriais (tal disposição minimiza as repulsões par-par e par-ligação).

Resposta

\mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2: S central com duas ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} e duas ligações simples \mathrm{S}-\mathrm{Cl}; todas cargas formais zero. Geometria molecular: tetraédrica (ângulos ~ 109{,}5^\circ).
\mathrm{IO}_2\mathrm{F}_2^{-}: I central com duas ligações duplas \mathrm{I}=\mathrm{O}, duas ligações simples \mathrm{I}-\mathrm{F} e um par isolado no I; carga formal principal: \mathrm{I} com -1. Geometria eletrônica: trigonal bipiramidal; geometria molecular: see-saw (par isolado equatorial; \mathrm{O} equatoriais; \mathrm{F} axiais).

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