1. Para cada composto elencado abaixo, prediga o arranjo eletrônico, a geometria molecular e se seu caráter é polar ou apolar:
g) \mathrm{SF}_{6}

Passo 1

O enunciado pede, para o composto \mathrm{SF}_{6}:
  • prever o arranjo eletrônico ao redor do átomo central;
  • prever a geometria molecular (geometria das posições dos átomos);
  • dizer se a molécula é polar ou apolar.
Informação dada explícita: a fórmula molecular é \mathrm{SF}_{6} (um enxofre ligado a seis fluoretos). Não há figura adicional.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência e esboço da estrutura de Lewis (passo a passo, bem mastigado).
  • Enxofre ( \mathrm{S}) tem 6 elétrons de valência.
  • Flúor ( \mathrm{F}) tem 7 elétrons de valência cada. Como há 6 fluoretos, os elétrons de valência dos fluoretos somam 6\times7.
  • Total de elétrons de valência: \;6 + 6\times7 = 6 + 42 = 48 elétrons.
Montagem da estrutura de Lewis (como montar na prova):
  1. Coloca-se o átomo menos eletronegativo no centro: aqui \mathrm{S} central e os seis \mathrm{F} ao redor.
  2. Forma-se uma ligação simples \mathrm{S}-\mathrm{F} para cada flúor. Cada ligação usa 2 elétrons. Para 6 ligações usa-se 6\times2 = 12 elétrons.
  3. Os elétrons restantes são colocados como pares não-ligantes (lone pairs) nos átomos mais eletronegativos primeiro (os \mathrm{F}). Restam 48-12=36 elétrons, que permitem dar 6 elétrons não-ligantes em cada \mathrm{F} (ou seja, 3 pares em cada \mathrm{F}), completando o octeto de cada flúor.
  4. No enxofre sobram 0 elétrons não-ligantes (nenhum par solitário no átomo central) e o enxofre participa de 6 ligações simples, totalizando 12 elétrons ao redor de \mathrm{S} (expansão de octeto permitida para elementos do 3.º período).
Verificação de cargas formais (útil para justificar a estrutura):
  • Carga formal do enxofre: \text{CF}_S = 6 \;(\text{valência}) - 0 \;(\text{não-ligantes}) - 6 \;(\text{ligações}) = 6 - 0 - 6 = 0.êãçõ
  • Carga formal de cada flúor: \text{CF}_F = 7 - 6 - 1 = 0.
    Portanto, estrutura razoável com cargas formais zero.

Passo 3

Definir e contar “domínios eletrônicos” no átomo central (como usar em prova).
  • Domínio eletrônico = região de alta densidade eletrônica em torno do átomo central; inclui ligações simples, múltiplas e pares isolados.
  • No \mathrm{S} temos 6 ligações simples e 0 pares isolados, então há 6 domínios eletrônicos.
Tabela curta (lembrar na prova):
  • 2 domínios → linear;
  • 3 domínios → trigonal planar;
  • 4 domínios → tetraédrico;
  • 5 domínios → trigonal bipiramidal;
  • 6 domínios → octaédrico.
Logo, com 6 domínios eletrônicos a configuração eletrônica (arranjo dos domínios) ao redor do átomo central é octaédrica. Isso significa que os seis domínios se posicionam nos vértices de um octaedro imaginário, com ângulos de 90^\circ entre vizinhos e 180^\circ entre opostos.

Passo 4

Geometria molecular (posição real dos átomos):
  • Como o átomo central não tem pares isolados ( 0 lone pairs) e todos os 6 domínios são ligações \mathrm{S}-\mathrm{F}, a geometria molecular coincide com o arranjo eletrônico.
  • Portanto a geometria molecular é também octaédrica.
    Dica prática para a prova: se tiver pares isolados, a geometria molecular pode diferir do arranjo eletrônico; aqui não ocorre isso.

Passo 5

Hybridização (apenas para completar o entendimento e para usar em provas que peçam):
  • Para uma geometria octaédrica costuma-se indicar a hibridação sp^{3}d^{2} no modelo de hibridização simples (um modelo de livro: s + 3p + 2d formam seis orbitais híbridos).
    Observação: modelos quânticos modernos tratam a ligação de forma mais sofisticada, mas em provas de química geral é aceitável indicar sp^{3}d^{2}.

Passo 6

Polaridade: por que \mathrm{SF}_{6} é apolar (não-polar).
  • Cada ligação \mathrm{S}-\mathrm{F} é polar porque o flúor é bem mais eletronegativo que o enxofre; portanto cada ligação tem um dipolo apontando do enxofre para o flúor.
  • Porém, na geometria octaédrica esses seis dipolos estão dispostos de forma perfeitamente simétrica: para cada dipolo existe outro dipolo de mesma magnitude e sentido oposto (pares opostos ao longo de eixos), de modo que a soma vetorial de todos os dipolos é zero.
  • Resultado: a molécula não tem momento dipolar resultante, logo é apolar (não-polar).
Explicação vetorial curta que dá para desenhar rápido na prova: considere um par de ligações opostas (180°) — esses dois dipolos se cancelam. Restam dois pares perpendiculares que também se cancelam; no fim, tudo cancela.

Passo 7

Resumo final (responda rápido na prova):
  • Arranjo eletrônico em torno de \mathrm{S}: octaédrico (6 domínios eletrônicos).
  • Geometria molecular: octaédrica (6 ligantes, 0 pares isolados).
  • Polaridade: apolar (momentos dipolares das ligações se cancelam por simetria).

Resposta

Arranjo eletrônico: octaédrico.
Geometria molecular: octaédrica.
Caráter: apolar (não-polar).

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