Desde a estrutura de Lewis para cada uma das moléculas abaixo:
\quad \mathrm{SO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: desenhar a estrutura de Lewis para a molécula \mathrm{SO}_2.
Informações dadas (já contidas na fórmula): temos 1 átomo de enxofre e 2 átomos de oxigénio.

Passo 2

Primeiro passo técnico: contar os elétrons de valência totais disponíveis. Vou explicar o que são e por que contar. Elétrons de valência são os elétrons da camada externa dos átomos; são esses elétrons que participam das ligações covalentes e aparecem nas estruturas de Lewis. Para cada átomo, pega-se o número de sua coluna na tabela periódica.
  • Para o enxofre: \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência.
  • Para cada oxigênio: \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência, e há dois oxigênios, então 2\times6=12.
Total de elétrons de valência disponíveis:
6 + 12 = 18.

Passo 3

Escolher o átomo central. Regra prática: o átomo menos eletronegativo (exceto hidrogênio) normalmente fica no centro. Entre \mathrm{S} e \mathrm{O}, \mathrm{S} é menos eletronegativo, logo \mathrm{S} é o átomo central. Também é útil porque \mathrm{S} pode expandir sua camada de valência (é do 3.º período).

Passo 4

Montar a “esqueleto” com ligações simples primeiro: colocar \mathrm{S} ligado aos dois \mathrm{O} por ligações simples:
\mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O}.
Cada ligação simples usa 2 elétrons; aqui temos 2 ligações \Rightarrow 2\times2=4 elétrons usados. Restam:
18 - 4 = 14\\ \text{elétrons}.é

Passo 5

Distribuir os elétrons restantes para completar os octetos dos átomos terminais (oxigênios) primeiro — essa é a regra prática: complete octetos dos átomos mais eletronegativos primeiro.
Cada oxigênio, para ter octeto ao redor, precisa de 3 pares (6 elétrons) como pares não ligantes quando ligado por uma ligação simples (pois a ligação simples já coloca 2 elétrons entre O e S). Então colocamos 3 pares (6 elétrons) em cada oxigênio:
6 + 6 = 12\\ \text{elétrons} \text{ usados nos dois O}.é
Do total restante 14, usamos 12, sobrando 2 elétrons, que colocamos como um par isolado no enxofre \mathrm{S}.
Agora verificar octetos:
  • Cada \mathrm{O}: tem 3 pares não ligantes (6 e-) + 1 ligação simples (2 e-) = 8 elétrons → octeto satisfeito.
  • Para \mathrm{S}: tem 2 ligações simples (2×2 = 4 e-) + 1 par isolado (2 e-) = 6 elétrons ao redor → não alcançou o octeto (ficou com 6). Então precisamos ajustar, porque a regra do octeto indica que o enxofre costuma tentar completar 8 elétrons (quando possível) ou teremos que justificar formalmente outra solução.

Passo 6

Ajustar ligações para satisfazer octeto (ou minimizar cargas formais): transformar um par isolado de um oxigênio em par compartilhado para formar uma ligação dupla com \mathrm{S}. Em outras palavras, convertir um par não ligante de um dos \mathrm{O} em uma ligação extra com \mathrm{S}. Fazendo isso, a estrutura fica com uma ligação dupla S=O de um lado e S–O simples do outro, e \mathrm{S} ganha mais elétrons de ligação (passa a ter 8 ao redor). Agora examine cargas formais para ver se essa estrutura é razoável.
Vou explicar como calcular carga formal (fórmula e significado). A carga formal ( \text{FC}) em um átomo na estrutura de Lewis é uma conta que estima a distribuição de elétrons:
\text{FC} = V - \bigl(N + B/2\bigr),
onde
  • V = número de elétrons de valência do átomo isolado (p.ex. 6 para \mathrm{O} ou \mathrm{S});
  • N = número de elétrons não ligantes (pares isolados) no átomo na estrutura;
  • B = número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (contando ambos os elétrons de cada ligação).
Calculemos as cargas formais na estrutura com uma ligação dupla e uma simples (e um par isolado em \mathrm{S}):
  • Para o oxigênio com ligação dupla \mathrm{(O=)}: V=6, tem N=4 elétrons não ligantes (dois pares) e participa com B=4 elétrons em ligações (uma ligação dupla = 4 elétrons). Assim
\text{FC}_{\mathrm{O=}} = 6 - \bigl(4 + 4/2\bigr) = 6 - (4 + 2) = 0.
  • Para o oxigênio com ligação simples \mathrm{(O-)}: V=6, tem N=6 elétrons não ligantes (três pares) e participa com B=2 elétrons em ligação simples. Assim
\text{FC}_{\mathrm{O-}} = 6 - \bigl(6 + 2/2\bigr) = 6 - (6 + 1) = -1.
  • Para o enxofre \mathrm{S}: V=6, na estrutura proposta ele tem N=2 elétrons não ligantes (um par) e participa com B=6 elétrons em ligações (uma ligação dupla = 4 e- e uma simples = 2 e-, total 6). Assim
\text{FC}_{\mathrm{S}} = 6 - \bigl(2 + 6/2\bigr) = 6 - (2 + 3) = +1.
Resumo: a estrutura com uma dupla e uma simples dá cargas formais \mathrm{S}^{+} e um \mathrm{O}^{-}, totalizando carga zero (como deve ser para uma molécula neutra).

Passo 7

Como as duas ligações S–O são quimicamente equivalentes no SO _2 experimentalmente (ambas têm comprimento intermediário), a representação correta é uma combinação (ressonância) das duas estruturas em que a ligação dupla pode estar em qualquer um dos dois oxigênios. Ou seja, existem duas estruturas canônicas equivalentes:
  1. \mathrm{O}^{-}-\mathrm{S}^{+}=\mathrm{O} (um oxigênio com ligação simples e carga -1, o outro com ligação dupla e carga 0);
  2. \mathrm{O}=\mathrm{S}^{+}-\mathrm{O}^{-} (a mesma, trocando os oxigênios).
A estrutura real é o híbrido de ressonância entre essas duas formas: cada ligação S–O tem ordem de ligação intermediária ( \sim1{,}5).

Passo 8

Observações finais e físico-químicas (curtas, para ajudar na prova):
  • O enxofre fica com um par solitário (um par não ligante) e formalmente com carga +1 nas estruturas canônicas; cada estrutura canônica tem um oxigênio com carga -1.
  • A geometria molecular prevista pelo modelo VSEPR é angular (dobramente ligadas ao S com um par isolado), com ângulo aproximado 119^\circ — isso explica a forma dobrada do \mathrm{SO}_2.

Resposta

\mathrm{O}^{-}-\mathrm{S}^{+}=\mathrm{O} (com o oxigênio à esquerda tendo três pares solitários e carga -1; o oxigênio à direita tendo dois pares solitários e carga 0; \mathrm{S} com um par solitário e carga +1)
\mathrm{O}=\mathrm{S}^{+}-\mathrm{O}^{-} (a segunda forma de ressonância, equivalente à primeira, trocando os oxigênios)

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