Compare e contraste a geometria molecular do dióxido de carbono ( \boldsymbol{C O}_{2} ) e do dióxido de enxofre \left(\boldsymbol{S O}_{\mathbf{2}}\right). Embora ambas sejam moléculas triatômicas ( \boldsymbol{A X}_{\mathbf{2}} ), suas formas são diferentes. Explique por que o \mathbf{C O}_{2} é linear e o \mathbf{S O}_{2} é angular, baseando-se na teoria VSEPR.

Passo 1

O enunciado pede que eu compare e contraste a geometria molecular do dióxido de carbono e do dióxido de enxofre, e que eu explique por que \mathrm{CO}_2 é linear e \mathrm{SO}_2 é angular, usando a teoria VSEPR.
Informações relevantes dadas (diretas ou implícitas):
  • Ambas são moléculas triatômicas do tipo \mathrm{A X}_2 (um átomo central ligado a dois átomos periféricos).
  • Apesar disso, suas formas geométricas são diferentes: \mathrm{CO}_2 é linear e \mathrm{SO}_2 é angular (ou “bent”).
  • Preciso justificar essa diferença com base na distribuição de pares eletrônicos ao redor do átomo central (VSEPR).

Passo 2

Conceitos básicos da teoria VSEPR (aula rápida e prática):
  • VSEPR significa “Valence Shell Electron Pair Repulsion”: pares de elétrons na camada de valência do átomo central se repelem e organizam-se para minimizar essa repulsão.
  • Importante distinguir dois tipos de “domínios eletrônicos” ao redor do átomo central:
    1. domínios de ligação (pares ligados a outro átomo — um único, dupla ou tripla ligação contam cada uma como um único domínio), e
    2. domínios de não-ligação (pares isolados ou lone pairs).
  • Regra prática: cada ligação (simples, dupla ou tripla) conta como um domínio de eletrón; cada par não-ligante conta como um domínio.
  • Geometrias eletrônicas comuns (número de domínios \to geometria eletrônica):
    • 2 domínios \Rightarrow linear ( 180^\circ),
    • 3 domínios \Rightarrow trigonal planar ( 120^\circ),
    • 4 domínios \Rightarrow tetraédrica ( \approx 109{,}5^\circ).
  • Efeito dos pares não-ligantes: pares isolados ocupam mais espaço e repelem mais fortemente outros domínios, fazendo ângulos de ligação menores entre ligações. Ordem de repulsão: lone pair–lone pair > lone pair–bonding pair > bonding pair–bonding pair.
  • Conclusão prática: para decidir a geometria molecular, encontra-se primeiro o número de domínios ao redor do átomo central e depois subtrai-se o efeito dos pares isolados para obter a forma molecular observada.

Passo 3

Determinação da estrutura de Lewis e domínios eletrônicos para \mathrm{CO}_2 (passo a passo, sem pular etapas):
  • Contagem de elétrons de valência: carbono tem 4 e cada oxigênio tem 6. Total de elétrons de valência: 4 + 2\cdot 6 = 16\\ \text{elétrons} = 8\\ \text{pares}.é
  • Montagem da estrutura: o carbono fica no centro ligado aos dois oxigênios. Para satisfazer a regra do octeto no carbono (e nos oxigênios), a melhor distribuição é formar duas ligações duplas:
    estrutura típica: \mathrm{O}= \mathrm{C} = \mathrm{O}.
  • Verificação de pares não-ligantes no átomo central: no arranjo com duas duplas, todos os pares restantes ocupam os oxigênios; o carbono central não tem pares isolados. Portanto o número de domínios eletrônicos no carbono é: \text{domínios no C} = 2\\ (\text{duas ligações (cada dupla conta como 1 domínio)}).íçõí
  • Pelo VSEPR, 2 domínios → geometria eletrônica linear e, sem pares isolados no central, a geometria molecular também é linear.

Passo 4

Interpretação física e hibridização para \mathrm{CO}_2 (para aplicar na prova):
  • A ausência de pares isolados no átomo central faz com que os dois domínios de ligação fiquem em 180^\circ, maximizando a separação. Assim temos a molécula linear com ângulo de ligação: 180^\circ.
  • Hibridização (conceito útil em provas): o carbono central em \mathrm{CO}_2 é \mathrm{sp}-hidridizado (dois orbitais híbridos lineares, cada um formando uma ligação sigma com um oxigênio; as ligações \pi vêm de orbitais p não hibridizados). A hibridização \mathrm{sp} está de acordo com geometria linear.

Passo 5

Determinação da estrutura de Lewis e domínios eletrônicos para \mathrm{SO}_2 (passo a passo):
  • Contagem de elétrons de valência: enxofre tem 6 e cada oxigênio tem 6. Total: 6 + 2\cdot 6 = 18\\ \text{elétrons} = 9\\ \text{pares}.é
  • Montagem da estrutura de Lewis: colocando o enxofre no centro ligado aos dois oxigênios e distribuindo pares, uma estrutura que usa 18 elétrons e dá cargas formais baixas é aquela com duas ligações duplas e um par isolado no enxofre:
    representação simplificada: \mathrm{O}=\mathrm{S}:\!=\mathrm{O} (onde “:” é o lone pair no \mathrm{S}). Aqui cada dupla ligação conta como 1 domínio e o lone pair no enxofre conta como outro domínio.
  • Portanto, número de domínios eletrônicos no enxofre: \text{domínios no S} = 3\\ (\text{duas ligações (2 domínios)} + 1\\ \text{par isolado}).íçõí
  • Pelo VSEPR, 3 domínios → geometria eletrônica trigonal planar. Como há um par isolado, a geometria molecular (a forma “visível”) é angular (bent).

Passo 6

Resonância, ordem de ligação e impacto no ângulo em \mathrm{SO}_2
  • \mathrm{SO}_2 tem estruturas ressonantes equivalentes: o par isolado pode ser representado na ressonância e as ligações S–O ficam com caráter intermediário entre simples e dupla (ordem de ligação média ≈ 1{,}5). Isso explica por que as duas ligações S–O têm comprimentos iguais experimentais.
  • Mesmo com ressonância, o número de domínios eletrônicos no enxofre não muda: existe sempre um par não-ligante localizado (ou parcialmente localizado) no entorno do S, então continua valendo a contagem de 3 domínios.
  • O lone pair no enxofre exerce maior repulsão que os pares de ligação, de modo que o ângulo O–S–O é um pouco menor que 120^\circ (valor ideal da trigonal planar); experimentalmente o ângulo é próximo de 119^\circ (ou algo levemente menor), ou seja, "< 120^\circ".

Passo 7

Hibridização e comparação direta (resumindo o porquê da diferença)
  • Hibridização:
    • Em \mathrm{CO}_2, o átomo central \mathrm{C} é \mathrm{sp} (2 domínios) → linear.
    • Em \mathrm{SO}_2, o átomo central \mathrm{S} é aproximadamente \mathrm{sp}^2 (3 domínios: 2 ligantes + 1 lone pair) → geometria eletrônica trigonal planar, geometria molecular angular.
  • Causa fundamental da diferença: presença ou ausência de um par isolado no átomo central. No \mathrm{C} central do \mathrm{CO}_2 não há pares isolados, logo as duas ligações ocupam posições opostas (linear). No \mathrm{S} central do \mathrm{SO}_2 há um par isolado que ocupa um domínio e empurra as ligações, resultando em forma angular.

Passo 8

Resumo didático e dica prática para a prova (memorização e aplicação rápida)
  • Passos que eu, na prova, faria rapidamente para decidir a geometria:
    1. contar elétrons de valência totais;
    2. desenhar estrutura de Lewis e localizar pares isolados no átomo central;
    3. contar domínios (cada ligação, simples/dupla/tripla = 1 domínio; cada lone pair = 1 domínio);
    4. usar a tabela VSEPR (2 → linear; 3 → trigonal planar; se houver lone pair em 3 domínios → bent).
  • Aplicando isso: \mathrm{CO}_2 → 2 domínios no C → linear ( 180^\circ). \mathrm{SO}_2 → 3 domínios no S (2 ligações + 1 lone pair) → bent (ângulo < 120^\circ). Você pode decorar: “lone pair no central = provavelmente não linear”.

Resposta

\mathrm{CO}_2: linear — átomo central \mathrm{C} tem 2 domínios eletrônicos (duas ligações), sem pares isolados, VSEPR \Rightarrow 180^\circ.
\mathrm{SO}_2: angular (bent) — átomo central \mathrm{S} tem 3 domínios eletrônicos (duas ligações + 1 par isolado), VSEPR \Rightarrow geometria eletrônica trigonal planar, geometria molecular bent (ângulo < 120^\circ).

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