Desenhe as estruturas de Lewis para os seguintes compostos e calcule as cargas formais para todos os átomos:
\quad \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} (o H está ligado ao O )

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: desenhar as estruturas de Lewis para \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} (com os H ligados aos O) e calcular as cargas formais de todos os átomos. As informações relevantes que temos:
  • Fórmula molecular: \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}.
  • Os dois átomos de hidrogênio estão ligados a átomos de oxigênio (ou seja, existem dois grupos \mathrm{OH}).
  • Precisamos mostrar a estrutura de Lewis (ligações e pares de elétrons) e as cargas formais em cada átomo.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar a estrutura):
  • Hidrogênio: cada \mathrm{H} tem 1 elétron de valência. Para dois \mathrm{H}: \;2\times1=2 elétrons.
  • Enxofre: \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência.
  • Oxigênio: cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência. Para quatro \mathrm{O}: \;4\times6=24 elétrons.
    Total de elétrons de valência disponíveis:
2 + 6 + 24 = 32\\ \text{elétrons}é
Vou usar esses 32 elétrons para fazer ligações e preencher pares isolados.

Passo 3

Escolha do esqueleto (como ligar os átomos): como foi dito que os hidrogênios estão ligados aos oxigênios, o esqueleto lógico é o enxofre central ligado aos quatro oxigênios, e dois desses oxigênios carregam cada um um \mathrm{H}:
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{OOPS?}\\ (\text{não!})\quad\Rightarrow\quad \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H}ã
mais claro: o enxofre central ligado aos quatro oxigênios, e dois desses oxigênios têm um \mathrm{H} ligado (grupos \mathrm{OH}). Em desenho linear:
\mathrm{HO\!-\!O?}\\ \text{(descartado)}\quad\Rightarrow\quad \mathrm{H\!-\!O\!-\!S\!-\!O\!-\!H}
Mas a forma correta (com quatro oxigênios ao redor de S) é melhor representada como:
\mathrm{H\!-\!O\!-\!S\!-\!(O)\!-\!O\!-\!H}
(praticamente: S central ligado a quatro O; dois desses O carregam H). Vou agora contabilizar elétrons usados pelas ligações simples iniciais:
  • Ligações simples: \mathrm{S} ligado a 4 \mathrm{O} 4 ligações simples = 4\times2=8 elétrons.
  • Cada \mathrm{OH} tem uma ligação \mathrm{O-H}: 2 ligações \mathrm{O-H} = 2\times2=4 elétrons.
    Total já usado em ligações simples: 8+4=12 elétrons.
    Elétrons restantes para pares isolados: 32-12=20 elétrons (ou 10 pares).

Passo 4

Distribuição inicial dos pares isolados para completar octetos dos átomos mais eletronegativos (oxigênios):
  • Cada oxigênio precisa de 8 elétrons ao redor (contando ligações). Já cada oxigênio tem pelo menos 1 ligação com S; dois deles têm também ligação com H.
    Colocando pares isolados nos 4 oxigênios para completar octetos:
  • Para um oxigênio que está ligado apenas a S (caso inicial), precisa de 3 pares isolados + 1 ligação = 6+2=8 elétrons ao redor → seria um oxigênio com 3 pares (isso deixaria carga negativa se permanecesse single-bond).
  • Para um oxigênio ligado a S e a H (grupo \mathrm{OH}), precisa de 2 pares isolados + 2 ligações = 4+4=8.
    Se eu colocar pares para completar octetos com todas ligações simples, contabilizo:
  • Dois \mathrm{OH}: cada um recebe 2 pares isolados \Rightarrow 2\times(2\times2)=8 elétrons.
  • Dois \mathrm{O} restantes (ligados só a S): cada um receberia 3 pares isolados \Rightarrow 2\times(3\times2)=12 elétrons.
    Total necessário para octetos com ligações simples: 8+12=20 elétrons — exatamente os 20 elétrons que sobraram. Então a configuração com todas ligações simples e pares colocados seria possível com os elétrons disponíveis. Mas precisamos verificar formalmente as cargas formais e o princípio de minimização de cargas formais e estabilidade.

Passo 5

Cálculo de cargas formais da configuração com somente ligações simples (para ver se precisa formar múltiplas ligações).
Fórmula usada para carga formal:
\text{FC} = V - N_{\text{não compartilhados}} - \frac{N_{\text{compartilhados}}}{2},ã
onde V é elétrons de valência do átomo livre, N_{\text{não compartilhados}}ã é o número de elétrons em pares isolados no átomo, e N_{\text{compartilhados}} é o número total de elétrons em ligações ao átomo (não dividido).
Vamos calcular para a configuração com todas ligações simples:
  • Hidrogênios ( \mathrm{H}): cada \mathrm{H} tem V=1, N_{\text{não}}=0ã, N_{\text{comp}}=2 (uma ligação). Logo
\text{FC}(\mathrm{H}) = 1 - 0 - \tfrac{2}{2} = 0.
  • Oxigênios das \mathrm{OH} (cada um ligado a S e a H): V=6, pares não compartilhados =4 elétrons, elétrons compartilhados =4 (duas ligações). Então
\text{FC}(\mathrm{O_{OH}}) = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Oxigênios ligados só a S (cada um com 3 pares isolados e 1 ligação com S): V=6, pares não compartilhados =6, elétrons compartilhados =2. Então
\text{FC}(\mathrm{O_{single}}) = 6 - 6 - \tfrac{2}{2} = 6 - 6 - 1 = -1.
Assim, cada um desses dois oxigênios teria carga formal -1.
  • Enxofre ( \mathrm{S}) na configuração com quatro ligações simples: V=6, pares não compartilhados =0, elétrons compartilhados =8 (4 ligações simples). Então
\text{FC}(\mathrm{S_{single}}) = 6 - 0 - \tfrac{8}{2} = 6 - 4 = +2.
Soma das cargas formais na configuração com todas ligações simples:
2\times 0\\ (\mathrm{H}) + 2\times 0\\ (\mathrm{O_{OH}}) + 2\times(-1)\\ (\mathrm{O_{single}}) + (+2)\\ (\mathrm{S}) = 0,
ou seja a molécula neutra, mas com distribuições de carga relativamente altas em S e em dois O (cargas +2 e -1). Essa é uma estrutura possível, porém tem cargas formais grandes localizadas; geralmente preferimos estruturas que minimizem cargas formais e coloquem cargas negativas nos átomos mais eletronegativos.

Passo 6

Melhorando a estrutura: formação de ligações duplas S=O para reduzir cargas formais.
  • O enxofre pode expandir seu octeto (porque está no 3.º período), então é permitido formar ligações duplas adicionais com oxigênios. Se eu transformar as duas oxigênios que tinham carga -1 (os que eram só ligados por ligação simples a S) em oxigênios duplamente ligados ( \mathrm{S}=\mathrm{O}), o enxofre passará a ter duas ligações duplas e duas ligações simples (duas para os \mathrm{OH}). Vamos recalcular as cargas formais nessa configuração:
    Estrutura final proposta (forma comum usada):
  • Dois oxigênios ligados ao S por ligação dupla ( \mathrm{S}=\mathrm{O}), cada um com 2 pares isolados.
  • Dois oxigênios ligados ao S por ligação simples e cada um ligado a um \mathrm{H} (grupos \mathrm{OH}); cada um desses O tem 2 pares isolados.
  • Enxofre no centro sem pares isolados, com 2 ligações duplas + 2 ligações simples.
    Agora as cargas formais:
  • Hidrogênios: já calculado \text{FC}(\mathrm{H})=0.
  • Oxigênios das \mathrm{OH}: V=6, pares não compartilhados =4, elétrons compartilhados =4 \text{FC}=0 (igual ao cálculo anterior).
  • Oxigênios com dupla ligação ( \mathrm{O_{double}}): V=6, pares não compartilhados =4, elétrons compartilhados =4 (dupla ligação = 4 elétrons, contados em N_{\text{comp}}) →
\text{FC}(\mathrm{O_{double}}) = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Enxofre ( \mathrm{S}) com duas duplas e duas simples: V=6, pares não compartilhados =0, elétrons compartilhados =12 (duas duplas: 2\times4=8 elétrons; duas simples: 2\times2=4 elétrons; total 12), então
\text{FC}(\mathrm{S}) = 6 - 0 - \tfrac{12}{2} = 6 - 6 = 0.
Portanto, nesta estrutura (com duas ligações duplas S=O e dois \mathrm{OH}), todas as cargas formais são zero: \text{FC}(\mathrm{S})=0, \text{FC}(\mathrm{O_{double}})=0, \text{FC}(\mathrm{O_{OH}})=0, \text{FC}(\mathrm{H})=0. Essa é a estrutura de Lewis preferida porque minimiza as cargas formais e coloca cargas neutras nos átomos.
Observação sobre ressonância: os dois oxigênios duplos são equivalentes; há ressonância que permuta as posições das duplas entre os oxigênios que não têm H, mas a representação com duas ligações duplas e duas \mathrm{OH} é a forma mais representativa (todas as cargas formais zero).

Passo 7

Resumo didático rápido (como aplicar esse raciocínio numa prova):
  • Conte elétrons de valência.
  • Escolha esqueleto (S central, O ao redor, H ligados aos O).
  • Coloque ligações simples, subtraia elétrons usados.
  • Preencha octetos dos átomos mais eletronegativos com pares isolados.
  • Calcule cargas formais: se houver cargas altas (por ex. S com +2 e alguns O com -1), veja se permitir expansão do octeto do átomo central (se for elemento do 3.º período ou maior) e crie ligações múltiplas para reduzir as cargas formais.
  • Verifique a soma das cargas formais = carga total da molécula.
  • Quando tudo terminar, escolha a estrutura que minimiza as cargas formais e coloca cargas negativas em átomos mais eletronegativos.

Resposta

Estrutura de Lewis principal (representação linear simplificada):
\mathrm{H\!-\!O\!-\!S(=O)_{2}\!-\!O\!-\!H}
(mais claramente: S central com quatro O ao redor; dois O estão ligados ao S por dupla ligação \mathrm{S}=\mathrm{O} e dois O formam grupos \mathrm{O-H} ligados ao S por ligação simples)
Cargas formais:
\text{FC}(\mathrm{S})=0
\text{FC}(\text{cada }\mathrm{O\\ double})=0
\text{FC}(\text{cada }\mathrm{O\\ in\\ OH})=0
\text{FC}(\mathrm{H})=0

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