Escreva a estrutura de Lewis dos compostos: \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}, \mathrm{HClO}_{4}, \mathrm{HNO}_{3}, \mathrm{H}_{3} \mathrm{PO}_{4}, \mathrm{SO}_{2} \mathrm{Cl}_{2}, \mathrm{XeO}_{3}.( Calcular cargas formais em cada caso)

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva as estruturas de Lewis e calcule as cargas formais para as seguintes moléculas neutras: \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4, \mathrm{HClO}_4, \mathrm{HNO}_3, \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4, \mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2, \mathrm{XeO}_3.
Informações relevantes dadas: os nomes/fórmulas das moléculas e a exigência de desenhar suas estruturas de Lewis e calcular as cargas formais de cada átomo em cada estrutura. Não há cargas totais externas (todas as moléculas são neutras).

Passo 2

Antes de montar cada estrutura, precisamos de duas ferramentas conceituais e uma fórmula prática:
  1. Regra prática para montar estruturas de Lewis (passos gerais):
  • Contar elétrons de valência totais da molécula.
  • Escolher o átomo central (geralmente o menos eletronegativo que não seja H).
  • Fazer ligações simples entre o átomo central e os ligantes (cada ligação usa 2 elétrons).
  • Distribuir os elétrons restantes como pares solitários nos átomos terminais para completar octetos (ou duetos para H).
  • Se sobrarem elétrons, colocá-los no átomo central; se o átomo central não tiver octeto, formar ligações múltiplas (duplas/triplas) conforme necessário.
  • Lembre: elementos do terceiro período ou mais (como S, P, Cl, Xe) podem expandir o octeto.
  1. Fórmula da carga formal (para checar e otimizar estruturas):
\text{FC} = V - N_{\text{n}} - \frac{N_{\text{b}}}{2},
onde \text{FC} é a carga formal do átomo, V é o número de elétrons de valência livres do átomo isolado, N_{\text{n}} é o número de elétrons não ligantes (pares solitários) no átomo na estrutura, e N_{\text{b}} é o número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (número de elétrons em ligações, não número de ligações). Frequentemente se usa a versão equivalente mais prática:
\text{FC} = V - (\text{nº pares não-ligantes}) - (\text{nº ligações})ºãºçõ
pois cada ligação contribui com 1 par (2 elétrons) ao cálculo por metades.
  1. Lembrete sobre octeto e exceções:
  • H quer 2 elétrons (dueto).
  • C, N, O, F (período 2) obedecem estritamente ao octeto;
  • S, P, Cl, Xe (3º período ou maior) podem ter mais de 8 elétrons ao redor (expansão do octeto) e frequentemente o fazem para reduzir cargas formais.
Agora aplico esse procedimento a cada molécula, passo a passo, calculando elétrons totais, distribuindo e calculando cargas formais.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{H: }1\times 2 = 2,\qquad \text{S: }6,\qquad \text{O: }6\times 4 = 24.
Total =2+6+24=32 elétrons de valência.
  1. Esqueleto razoável: S central ligado a quatro oxigênios; cada H ligado a um oxigênio (duas unidades OH). Colocamos 4 ligações S–O iniciais (cada ligação usa 2 elétrons): 4×2 = 8 elétrons usados. Restam 32-8=24 elétrons para pares solitários.
  2. Preencher oxigênios terminais com pares solitários primeiro para completar octetos:
  • Se dermos apenas pares solitários para completar octetos em cada O ligados por ligação simples, sobraria pouca margem para o S; normalmente a melhor (e conhecida) representação tem duas ligações duplas S=O e duas ligações simples S–O–H (grupos OH). Isso permite octetos melhores e cargas formais baixas.
  1. Montagem final (representação padrão):
  • Duas O ligadas por duplas: \mathrm{S}= \mathrm{O} (cada uma com 2 pares solitários).
  • Duas O ligadas por simples e também ligadas a H: \mathrm{O}-\mathrm{H} (cada O com 2 pares solitários).
  • S fica com 12 elétrons ao redor (expansão do octeto, permitido).
  1. Cálculo de cargas formais (usar a fórmula):
  • Para S: V=6, não tem pares solitários, tem 4 ligações (duas duplas contam como 4 ligações efetivas no sentido de pares ligantes): usando a forma prática,
\text{FC}_\mathrm{S} = 6 - 0 - 4 = 2 \;?\!
Mas atenção: a forma prática que subtrai “nº de ligações” assume “nº ligações” em sentido de pares ligados — então para S com duas ligações duplas (cada dupla = 2 ligações de par) + duas simples = total de 6 pares? Isso confunde. Use a fórmula direta:
\text{FC} = V - N_{\text{n}} - \frac{N_{\text{b}}}{2}.
Para S: V=6, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}} = número total de elétrons em ligações ao redor de S = 4\text{ (para duas duplas)}\times2 + 2\times2 = 8+4 =12 elétrons, então
\text{FC}_\mathrm{S} = 6 - 0 - \frac{12}{2} = 6 - 6 = 0.
  • Para cada O dupla (S=O): V=6, tem 4 elétrons não-ligantes, N_{\text{b}}=4 elétrons na ligação dupla, então
\text{FC}_{\mathrm{O}=\!} = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para cada O de OH: V=6, N_{\text{n}}=4 elétrons (dois pares), N_{\text{b}}=4 elétrons (uma ligação S–O e uma O–H), então
\text{FC}_{\mathrm{O\_OH}} = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 0.
  • H: V=1, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}}=2 elétrons (ligação O–H), logo \text{FC}_\mathrm{H}=1-0-1=0.
Conclusão: todas as cargas formais são zero na representação com duas S=O e duas S–O–H.

Passo 4

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{H: }1,\qquad \text{Cl: }7,\qquad \text{O: }6\times 4 = 24.
Total =1+7+24=32 elétrons de valência.
  1. Esqueleto: Cl central ligado a quatro oxigênios; H ligado a um desses oxigênios (formando OH). Isso é \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{ClO}_3.
  2. Estrutura mais estável (representação comum): três ligações duplas Cl=O e uma ligação simples Cl–O–H. Cl está no 3º período e pode expandir o octeto.
  3. Cálculo de cargas formais:
  • Cl: V=7, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}}=3\times4 + 2 = 12+2 =14 elétrons em ligações, então
\text{FC}_\mathrm{Cl} = 7 - 0 - \frac{14}{2} = 7 -7 = 0.
  • O duplo: cada O dupla tem V=6, N_{\text{n}}=4, N_{\text{b}}=4 então \text{FC}=0.
  • O de OH: V=6, N_{\text{n}}=4, N_{\text{b}}=4 (ligação a Cl e a H), \text{FC}=0.
  • H: \text{FC}=0.
Conclusão: representação com três Cl=O e um Cl–O–H dá cargas formais zero.

Passo 5

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{H: }1,\qquad \text{N: }5,\qquad \text{O: }6\times 3 = 18.
Total =1+5+18=24 elétrons de valência.
  1. Esqueleto: N central ligado a três oxigênios; H ligado a um desses oxigênios (formando OH). Esse arranjo lembra \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}\mathrm{O}_2.
  2. Montagem: N no período 2 não pode expandir octeto, então N precisa ter exatamente 8 elétrons ao redor. A configuração estável é:
  • uma \mathrm{N}=\mathrm{O} (dupla),
  • uma ligação \mathrm{N}-\mathrm{O}^{-} (oxigênio com carga formal -1),
  • uma ligação \mathrm{N}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (o oxigênio do grupo OH).
    Assim N fica com uma dupla (4 elétrons) + duas simples (2+2) = 8 elétrons — octeto satisfeito.
  1. Cálculo de cargas formais:
  • N: V=5, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}}=4+2+2=8 elétrons em ligações, então
\text{FC}_\mathrm{N} = 5 - 0 - \frac{8}{2} = 5 - 4 = +1.
  • O na dupla: V=6, N_{\text{n}}=4, N_{\text{b}}=4 elétrons → \text{FC}=0.
  • O do OH: V=6, N_{\text{n}}=4, N_{\text{b}}=4 \text{FC}=0.
  • O ligado como \mathrm{N}-\mathrm{O}^{-}: V=6, N_{\text{n}}=6 (três pares), N_{\text{b}}=2 \text{FC}=6-6-\frac{2}{2}=6-6-1=-1.
  • H: FC = 0.
Observação de ressonância: a carga negativa está efetivamente deslocalizada entre as duas oxygens não protonadas quando a molécula perde um próton (NO3^-), mas na \mathrm{HNO}_3 neutra há uma estrutura importante com \mathrm{N}^{+} e \mathrm{O}^{-} que exibe ressonância entre as duas O terminais equivalentes (não a que tem H). Portanto a representação canônica útil é \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}^{+}(= \mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}.

Passo 6

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{H: }1\times 3 = 3,\qquad \text{P: }5,\qquad \text{O: }6\times 4 = 24.
Total =3+5+24=32 elétrons.
  1. Esqueleto: P central ligado a quatro oxigênios; três desses oxigênios também ligados a H (três OH) e um O ligado por dupla a P (P=O). P está no 3º período e pode expandir octeto.
  2. Estrutura usual: \mathrm{P}(= \mathrm{O})(\mathrm{OH})_{3}.
  3. Cálculo de cargas formais:
  • P: V=5, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}}=4\text{ (dois pares na dupla =4 elétrons) }+ 3\times 2 = 4 + 6 =10é elétrons em ligações, logo
\text{FC}_\mathrm{P} = 5 - 0 - \frac{10}{2} = 5 -5 = 0.
  • O duplo: FC = 0 (mesmo cálculo que outros óxidos duplos).
  • Cada O de OH: FC = 0.
  • Cada H: FC = 0.
Portanto todas as cargas formais zero na representação usual.

Passo 7

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{S: }6,\qquad \text{O: }6\times 2 = 12,\qquad \text{Cl: }7\times 2 = 14.
Total =6+12+14=32 elétrons de valência.
  1. Esqueleto: S central ligado a dois O e a dois Cl (total 4 ligantes). O arranjo comumente aceito é S com duas duplas S=O e duas simples S–Cl (Cl tem 3 pares solitários cada).
  2. Cálculo de cargas formais:
  • S: V=6, N_{\text{n}}=0, N_{\text{b}}=2\times4 + 2\times2 =8+4=12 elétrons em ligações, então
\text{FC}_\mathrm{S} = 6 - 0 - \frac{12}{2} = 6 - 6 = 0.
  • Cada O dupla: FC = 0.
  • Cada Cl (ligado por simples): V=7, N_{\text{n}}=6, N_{\text{b}}=2 então
\text{FC}_\mathrm{Cl} = 7 - 6 - \frac{2}{2} = 7 - 6 -1 = 0.
Estrutura com todas cargas formais zero e S com expansão de octeto (12 elétrons ao redor).

Passo 8

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{Xe: }8,\qquad \text{O: }6\times 3 = 18.
Total =8+18=26 elétrons de valência.
  1. Esqueleto: Xe central ligado a três O. Xenônio é do 5º período e pode expandir seu octeto; porém uma representação útil que minimiza cargas formais é: três duplas Xe=O e um par solitário em Xe. Assim Xe tem 3 duplas (3×4 = 12 elétrons de ligação) + 2 elétrons não-ligantes = 14 elétrons ao redor (expansão permitida).
  2. Cálculo de cargas formais:
  • Xe: V=8, N_{\text{n}}=2 (um par), N_{\text{b}}=12 elétrons (três duplas), então
\text{FC}_\mathrm{Xe} = 8 - 2 - \frac{12}{2} = 8 - 2 -6 = 0.
  • Cada O dupla: como antes, FC = 0.
Observação estrutural: geometria aproximadamente piramidal trigonal (três Xe=O em torno do átomo Xe com um par solitário).

Passo 9

  • Em \mathrm{HNO}_3 há ressonância entre as posições em que o \mathrm{O}^{-} poderia estar (as estruturas canônicas trocam o elétron entre as duas oxygens que não estão protonadas). Por isso é comum representar a estrutura como \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}^{+}(= \mathrm{O})-\mathrm{O}^{-} e indicar ressonância.
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4, \mathrm{HClO}_4, \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4, \mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2 e \mathrm{XeO}_3 as representações que mostrei minimizam cargas formais (muitas vezes deixando todas as cargas formais iguais a zero) e são as representações canônicas mais empregadas.

Resposta

\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4:\; \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}(= \mathrm{O})_{2}-\mathrm{O}-\mathrm{H} \quad (cargas formais: \mathrm{S}:0; cada \mathrm{O}=0; cada \mathrm{O} de OH: 0; \mathrm{H}:0).
\mathrm{HClO}_4:\; \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{Cl}(= \mathrm{O})_{3} \quad (cargas formais: \mathrm{Cl}:0; todos os \mathrm{O}:0; \mathrm{H}:0).
\mathrm{HNO}_3:\; \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}^{+}(= \mathrm{O})-\mathrm{O}^{-} (representação canônica; há ressonância entre as posições dos oxigênios não protonados) \quad (cargas formais: \mathrm{N}:+1; um \mathrm{O}:-1; demais \mathrm{O}:0; \mathrm{H}:0).
\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4:\; \mathrm{P}(= \mathrm{O})(\mathrm{OH})_{3} \quad (cargas formais: \mathrm{P}:0; todos os \mathrm{O}:0; \mathrm{H}:0).
\mathrm{SO}_2\mathrm{Cl}_2:\; \mathrm{Cl}-\mathrm{S}(= \mathrm{O})_{2}-\mathrm{Cl} \quad (cargas formais: \mathrm{S}:0; cada \mathrm{O}:0; cada \mathrm{Cl}:0).
\mathrm{XeO}_3:\; \mathrm{Xe}(= \mathrm{O})_{3} com um par solitário em \mathrm{Xe} (geometria piramidal) \quad (cargas formais: \mathrm{Xe}:0; cada \mathrm{O}:0).

Exercícios relacionados