Escreva as fórmulas estruturais planas e as fórmulas de Lewis dos seguintes compostos:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}

Passo 1

O que o enunciado pede: escrever a fórmula estrutural plana e a fórmula de Lewis do composto \mathrm{H_2SO_4}.
Informações fornecidas (já na forma do enunciado):
  • A molécula é \mathrm{H_2SO_4} (ácido sulfúrico).
  • Precisa-se da fórmula estrutural plana (uma representação das ligações) e da fórmula de Lewis (mostrando pares de elétrons não-ligantes).

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo obrigatório para qualquer estrutura de Lewis). Vou somar os elétrons de valência de cada átomo:
  • Hidrogênio: cada \mathrm{H} tem 1 elétron de valência, e há 2 hidrogênios, então 1\cdot2=2.
  • Enxofre: \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência.
  • Oxigênio: cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência, e há 4 oxigênios, então 6\cdot4=24.
Total de elétrons de valência disponíveis:
2 + 6 + 24 = 32.
Então há \,32 elétrons (ou 16 pares) para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Escolha da geometria esquelética (quem fica no centro e quem fica nas extremidades).
  • O átomo menos eletronegativo que geralmente fica no centro é o enxofre \mathrm{S}. Coloco \mathrm{S} no centro e os quatro oxigênios ao redor.
  • Os dois hidrogênios tipicamente estão ligados a oxigênios (formam grupos \mathrm{OH}), não ao enxofre. Então o esqueleto fica: \mathrm{H-O- S - O-H} com dois outros oxigênios ligados ao \mathrm{S}.

Passo 4

Ligações iniciais e elétrons usados por ligações simples.
  • Faço uma ligação simples \mathrm{S-O} para cada um dos 4 oxigênios: isso usa 4 ligações \times 2 elétrons = 8 elétrons.
  • Faço uma ligação \mathrm{O-H} para cada um dos 2 hidrogênios ligados: isso usa 2 ligações \times 2 elétrons = 4 elétrons.
    Total usado até aqui: 8+4=12 elétrons.
Restam:
32 - 12 = 20 \text{ elétrons}é
para distribuir como pares não-ligantes e/ou formar ligações múltiplas.

Passo 5

Preencher octetos dos átomos ligados (oxigênios primeiro).
  • Se eu desse somente ligações simples \mathrm{S-O} a todos os oxigênios, cada oxigênio precisaria de 3 pares não-ligantes ( 6 elétrons) para completar seu octeto. Para 4 oxigênios seriam necessários 4\times6=24 elétrons, mas só tenho 20 disponíveis — portanto a configuração com todas ligações simples não dá para completar octetos.
  • A solução padrão: transformar algumas ligações \mathrm{S-O} em ligações duplas \mathrm{S=O} para reduzir o número de elétrons necessários para completar octetos nas extremidades. Cada dupla reduz a necessidade de pares extras nos oxigênios.

Passo 6

Decidir quantas duplas formar e distribuir os pares não-ligantes.
  • Experiência e regra prática: formar duas ligações duplas \mathrm{S=O} e deixar as outras duas como \mathrm{S-OH} (oxigênios com \mathrm{H}). Essa disposição usa os elétrons de modo que todos completem o octeto e as cargas formais fiquem pequenas (ou nulas).
  • Depois de fazer duas duplas, distribuo os pares restantes para completar os octetos dos oxigênios:
    • Cada oxigênio com dupla ligação \mathrm{S=O} terá 2 pares não-ligantes (4 elétrons).
    • Cada oxigênio em \mathrm{O-H} (ligado por simples ao S e por simples ao H) terá também 2 pares não-ligantes (4 elétrons).
  • Verificação rápida dos elétrons: ligações (4 S–O + 2 O–H com duas duplas entre elas) já contabilizadas, e pares não-ligantes atribuídos aos oxigênios consomem os 20 elétrons restantes de forma consistente.

Passo 7

Cálculo das cargas formais para checar se a estrutura é razoável.
  • Fórmula da carga formal:
\text{FC} = V - N - \tfrac{B}{2},
onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N = elétrons não-ligantes no átomo na estrutura, B = elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo.
  • Para o enxofre \mathrm{S}: V=6, não há pares não-ligantes locais, e \mathrm{S} participa de 6 ligações (duas duplas = 4 ligações eletrônicas pares + duas simples = 2 pares → total B=12 elétrons). Então
\text{FC}_S = 6 - 0 - \tfrac{12}{2} = 6 - 6 = 0.
  • Para um oxigênio \mathrm{=O} (dupla): V=6, tem 4 elétrons não-ligantes e B=4 elétrons de ligação (uma dupla), logo
\text{FC}_{O(=)} = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para um oxigênio \mathrm{-OH} (simples ligado a S e a H): V=6, tem 4 elétrons não-ligantes e B=4 elétrons de ligação (duas simples: S–O e O–H), então
\text{FC}_{O(OH)} = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para cada hidrogênio: \text{FC}_H = 1 - 0 - \tfrac{2}{2} = 0.
Todas as cargas formais são zero — ótima indicação de que a estrutura com duas duplas \mathrm{S=O} e dois grupos \mathrm{OH} é a representação adequada.

Passo 8

Resumo da estrutura final e como escrevê-la na forma estrutural plana e na forma de Lewis.
  • Estrutural plana (representação condensada, mostrando as ligações): escrevemos a molécula como
\mathrm{HO\!-\!S(=O)_2\!-\!OH}.
Isto indica o enxofre no centro, duas ligações duplas a oxigênios (=O) e duas ligações simples a grupos hidroxila (\mathrm{OH}).
  • Fórmula de Lewis (descrição da distribuição dos pares de elétrons):
    • Os dois oxigênios com ligação dupla \mathrm{S=O} têm cada um dois pares de elétrons não-ligantes.
    • Os dois oxigênios ligados como \mathrm{O-H} têm cada um dois pares de elétrons não-ligantes.
    • O enxofre não tem pares não-ligantes na representação (tem um octeto expandido com 12 elétrons ligados).
    • Todas as cargas formais são zero.

Resposta

\mathrm{Fórmula\\ estrutural\\ plana:}\\ \mathrm{HO\!-\!S(=O)_2\!-\!OH}ó
\mathrm{Fórmula\\ de\\ Lewis:}ó S central com duas ligações duplas a \mathrm{O} (cada \mathrm{O=} com dois pares não-ligantes) e duas ligações simples a grupos \mathrm{OH} (cada \mathrm{O} do \mathrm{OH} com dois pares não-ligantes). Todas as cargas formais são 0.

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