Diga qual a geometria molecular esperada para cada uma das moléculas abaixo:
g) \mathrm { SO } _ { 2 }

Passo 1

O enunciado pede: determinar a geometria molecular esperada para a molécula \mathrm{SO_2}.
Informações dadas explícitas: a fórmula química é \mathrm{SO_2}.
Não há outras informações fornecidas (como ângulos medidos ou energia), então vamos usar regras de estrutura de Lewis e VSEPR para prever a geometria.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório para montar a estrutura de Lewis).
  • Enxofre: \mathrm{S} tem \,6\, elétrons de valência.
  • Oxigênio: cada \mathrm{O} tem \,6\, elétrons de valência; há dois \mathrm{O}.
    Total de elétrons de valência:
6 + 2\cdot 6 = 18.
Isso significa que, ao desenhar ligações e pares não ligantes, devemos distribuir \,18\, elétrons no total.

Passo 3

Montagem da estrutura de Lewis (passo a passo bem didático).
  1. Colocar o átomo central: enxofre ( \mathrm{S}) costuma ser central porque pode expandir o octeto; os oxigênios ficam nas pontas.
  2. Fazer ligações simples iniciais \mathrm{S\!-\!O}: cada ligação simples usa \,2\, elétrons. Com duas ligações simples usamos \,4\, elétrons; restam \,18-4=14 elétrons.
  3. Completar os octetos dos oxigênios com pares não ligantes primeiro. Cada \mathrm{O} precisa de 6 elétrons não ligantes para completar o octeto se estiver ligado por apenas uma ligação simples (porque 1 ligação = 2 elétrons já compartilhados). Para os dois \mathrm{O} seriam necessários 2\cdot 6 = 12 elétrons. Subtraindo:
14 - 12 = 2
  1. Sobram \,2\, elétrons, colocados como um par no enxofre.
    Resultado: estrutura com duas ligações duplas \mathrm{S=O} e um par isolado em \mathrm{S} (isso aparece ao reorganizar elétrons: em vez de uma ligação simples + 3 pares no O, é mais estável ter dupla ligação e completar octetos). Essa disposição usa exatamente os \,18\, elétrons.
Observação conceitual: um duplo vínculo \mathrm{S=O} consome \,4\, elétrons; ao pôr duas duplas usamos \,8\, elétrons em ligações e \,10\, elétrons em pares não ligantes (oito no total nos oxigênios e dois no enxofre), totalizando \,18.

Passo 4

Formal charges e ressonância (por que às vezes se vê outra representação).
  • Cálculo rápido de cargas formais na estrutura com duas duplas:
    • Para cada \mathrm{O} ligado por dupla: carga formal =6-(4\,\text{(não ligantes)}+4/2)=6-(4+2)=0ã.
    • Para \mathrm{S}: carga formal =6-(2\,\text{(não ligantes)}+8/2)=6-(2+4)=0ã.
      Portanto a estrutura com duas ligações duplas e um par isolado em \mathrm{S} dá cargas formais todas zero — boa estrutura de Lewis.
      Também é comum ver representações de ressonância com uma dupla e uma simples e carga formal distribuída, mas a forma com duas duplas é válida e mostra a distribuição eletrônica de forma simples. Em termos práticos, a ligação \mathrm{S\!-\!O} tem caráter parcialmente duplo por delocalização/ressonância.

Passo 5

Contagem de domínios eletrônicos no átomo central e aplicação do VSEPR (como decidir a geometria).
  • Importante: no modelo VSEPR cada ligação simples, dupla ou tripla conta como um único domínio de ligação (uma região de densidade eletrônica). Um par isolado conta como outro domínio.
  • No \mathrm{S} temos:
    • duas ligações (cada uma é uma região de densidade, mesmo sendo duplas) → 2 domínios ligados,
    • um par isolado → 1 domínio não-ligante.
  • Total de domínios ao redor de \mathrm{S}: 2 + 1 = 3.
Regras VSEPR básicas (explicando como decidir):
  • Três domínios eletrônicos tendem a se organizar em geometria eletrônica trigonal plana para minimizar repulsões entre regiões de densidade.
  • Se entre esses três domínios houver um par isolado, a geometria molecular (que descreve apenas a posição dos átomos) será “angular” ou “curvada” (em inglês: bent), porque o par isolado ocupa mais espaço e empurra os átomos unidos para baixo do ângulo ideal de 120^\circ.

Passo 6

Conclusão sobre a geometria e ângulo esperado; nota sobre hibridização.
  • Geometria eletrônica (contando pares e ligações): \text{trigonal planar}.
  • Geometria molecular (posição dos átomos): \text{angular (bent / curvada)}.
  • Ângulo aproximado entre as ligações \mathrm{O\!-\!S\!-\!O}: cerca de \,119^\circ (um pouco menor que 120^\circ por repulsão extra do par isolado).
  • Hibridização do enxofre (modelo simples): com três domínios espera-se \mathrm{sp^2} (um orbital s + dois p híbridos) — isto ajuda a entender por que a geometria eletrônica é trigonal planar.

Passo 7

Resumo intuitivo e motivação — por que “curvada” e não “linear”:
  • Há três regiões de elétrons em torno de \mathrm{S}: duas estão nas ligações com oxigênios e uma é um par isolado. Essas três regiões formam um arranjo tipo triângulo (trigonal planar) electronicamente; como apenas duas regiões contém átomos, a forma observada é a de uma molécula dobrada (bent). O par isolado “empurra” as ligações um pouco para mais fechadas que 120^\circ, daí o valor perto de \,119^\circ.

Resposta

Angular (curvada, “bent”); geometria eletrônica trigonal planar; ângulo \approx 119^\circ.

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