Qual das estruturas de Lewis do íon sulfito de hidrogênio ( \mathrm{HSO}_{3}{ }^{-}) possui maior peso para a estrutura de ressonância? Explique a sua resposta.

Passo 1

O enunciado pergunta qual das estruturas de Lewis do íon \mathrm{HSO}_3^{-} tem maior peso como estrutura de ressonância e pede uma explicação. As informações dadas (implícitas) são:
  • Fórmula do íon: \mathrm{HSO}_3^{-}.
  • Precisa-se comparar possíveis estruturas de Lewis (formas de ressonância) e decidir qual contribui mais para o híbrido de ressonância.

Passo 2

Contagem de elétrons e esqueleto da molécula (base para desenhar Lewis).
  • Elétrons de valência:
    • Enxofre: \;6 elétrons.
    • Oxigênios: 3\times 6 = 18 elétrons.
    • Hidrogênio: \;1 elétron.
    • Carga negativa adicional: \;1 elétron.
  • Total de elétrons de valência: \;6 + 18 + 1 + 1 = 26 elétrons.
Esqueleto mais razoável (sem ambiguidade): átomo de enxofre central ligado aos três oxigênios; um desses oxigênios está ligado ao hidrogênio (grupo \mathrm{–OH}). Não há outra escolha plausível para a conectividade.

Passo 3

Construção passo a passo de uma estrutura inicial (todas ligações simples) e distribuição dos elétrons solitários.
  • Fazer 3 ligações \mathrm{S–O} e 1 ligação \mathrm{O–H} usa 4 ligações = 8 elétrons.
  • Elétrons restantes: 26 - 8 = 18 elétrons para distribuir como pares livres.
  • Completar octetos dos oxigênios primeiro:
    • Cada oxigênio ligado só ao S (os dois que não têm H) precisa de 3 pares livres = 6 elétrons cada → 12 elétrons.
    • Oxigênio ligado ao H já tem duas ligações (S–O e O–H) e precisa de 2 pares livres = 4 elétrons.
  • Já usados 12 + 4 = 16 elétrons; restam 18 - 16 = 2 elétrons, que colocamos como um par livre no enxofre.
  • Resultado: estrutura com todas ligações simples, enxofre com 1 par livre; os dois oxigênios sem H têm normalmente 3 pares livres cada (cada um com carga formal -1), o oxigênio com H é neutro, enxofre terá carga formal +1. Essa é uma estrutura válida, mas normalmente ainda se pode reduzir a separação de cargas formando ligações duplas S=O por delocalização.

Passo 4

Fórmula e cálculo de carga formal (ferramenta para comparar estruturas).
  • Regra da carga formal: \text{carga formal} = V - (N_{\text{n.l.}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{lig}})onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N_{\text{n.l.}} = elétrons não ligantes (pares), N_{\text{lig}} = elétrons nas ligações ao redor do átomo.
  • Aplicando essa regra às diferentes possíveis formas de ligação S–O permite comparar qual estrutura tem menor separação de cargas e onde a carga negativa fica localizada.

Passo 5

Construção das formas de ressonância relevantes e cálculo explícito das cargas formais (mostrar as candidatas e seus custos).
  • Forma tipo I (importante, pouco separação de cargas): uma ligação dupla \mathrm{S=O}, uma ligação simples \mathrm{S–O^-} (oxigênio com carga -1), e uma ligação simples \mathrm{S–O–H}. Enxofre tem um par livre.
    • Cálculo das cargas formais nesta forma:
      • Oxigênio com \mathrm{S=O}: V=6, N_{\text{n.l.}}=4, N_{\text{lig}}=4 \;6-(4+\tfrac{4}{2})=0.
      • Oxigênio com \mathrm{O^-} (ligado só ao S): V=6, N_{\text{n.l.}}=6, N_{\text{lig}}=2 \;6-(6+\tfrac{2}{2})=-1.
      • Oxigênio \mathrm{O–H}: V=6, N_{\text{n.l.}}=4, N_{\text{lig}}=4 (S–O e O–H) ⇒ \;6-(4+\tfrac{4}{2})=0.
      • Enxofre: V=6, N_{\text{n.l.}}=2 (um par), N_{\text{lig}}=8 (uma dupla =4e, duas simples =2e+2e, total 8e) ⇒ metade 8/2=4, então \;6-(2+4)=0.
      • Soma das cargas formais: 0 + (-1) + 0 + 0 = -1, que é a carga total do íon. Esta forma tem pouca separação de cargas (apenas um átomo com -1 e enxofre neutro).
    • Observação: existem duas formas equivalentes desse tipo, porque a dupla pode estar em qualquer um dos dois oxigênios que não carregam H; portanto a carga negativa fica delocalizada entre esses dois oxigênios por ressonância.
  • Forma tipo II (menos favorável): duas ligações duplas \mathrm{S=O} e uma ligação simples \mathrm{S–O–H} (sem par no S).
    • Cálculo de cargas formais:
      • Cada oxigênio duplamente ligado: FC =0 (mesmo cálculo do par anterior).
      • Oxigênio \mathrm{O–H}: FC =0.
      • Enxofre: V=6, N_{\text{n.l.}}=0, N_{\text{lig}}=10 elétrons ao seu redor (duas duplas =8e + uma simples =2e ⇒ total 10e), metade =5 \;6-(0+5)=+1.
      • Soma das cargas: +1 + 0 + 0 + 0 = +1, ou seja, essa estrutura por si só não respeita a carga do íon; para reproduzir a carga total -1 seria preciso que um oxigênio tivesse carga -2 (situação improvável). Portanto essa forma corresponde a uma hipotética distribuição com mais separação de cargas e com carga positiva no enxofre — é uma forma com muito menor contribuição.
    • Além disso, colocar carga positiva em enxofre enquanto oxigênios ficam neutros aumenta separação de cargas e desloca carga negativa para lugares menos eletronegativos (ou exige cargas extremas em oxigênios), o que é menos estável.
  • Forma tipo III (ainda menos favorável): uma estrutura com três ligações duplas \mathrm{S=O} e \mathrm{O–H} ainda ligada a um oxigênio duplamente ligado. Isso colocaria carga positiva em alguns oxigênios e/ou em S de forma desfavorável; cálculos de cargas formais mostram maior separação de cargas e/ou cargas no átomo menos eletronegativo — portanto muito pouco contributiva.

Passo 6

Critérios de estabilidade das formas de ressonância e aplicação ao caso.
  • Regras práticas para decidir o peso de uma forma de ressonância:
    1. Formas com menor separação de cargas (menos átomos com cargas formais diferentes de zero) têm maior peso.
    2. Quando há cargas, é mais estável que a carga negativa fique no átomo mais eletronegativo (oxigênio é mais eletronegativo que enxofre).
    3. Formas que obedecem ao octeto para átomos de segunda fila (C, N, O) são preferíveis; aqui oxigênios preferem ficar com octeto completo.
    4. Em elementos de terceira fila (como S) o octeto pode ser expandido, mas, mesmo assim, evitar cargas positivas desnecessárias no átomo central geralmente aumenta a estabilidade da forma.
  • Aplicando esses critérios:
    • A forma tipo I (uma dupla \mathrm{S=O}, uma \mathrm{S–O^-} e uma \mathrm{S–O–H}, S com um par livre) tem baixa separação de cargas (apenas um oxigênio com -1 e S neutro) e coloca a carga negativa em oxigênio (átomo mais eletronegativo). Além disso todos os oxigênios têm octeto.
    • Formas que dão carga positiva ao enxofre (como a forma com duas duplas) aumentam a separação de cargas e colocam carga positiva no átomo central menos eletronegativo — essas formas são menos favoráveis.

Passo 7

Conclusão e interpretação química (resumo didático e incentivo).
  • Portanto, as estruturas de maior peso são aquelas em que o enxofre tem carga formal 0, um oxigênio tem carga formal -1 e os outros oxigênios (incluindo o que está ligado ao hidrogênio) são neutros — na prática, as formas com uma ligação dupla \mathrm{S=O}, uma ligação simples \mathrm{S–O^-} e uma ligação \mathrm{S–O–H}.
  • Como há dois oxigênios equivalentes que podem portar a dupla ou a carga negativa, existem duas formas principais equivalentes desse tipo; o híbrido de ressonância é uma média em que a carga negativa está delocalizada sobre os dois oxigênios não protonados.
  • Em palavras amigas: a estrutura “mais gostosa” é a que evita empurrar carga negativa para o enxofre e prefere deixar o oxigênio carregar o elétron extra — oxigênio é mais eletronegativo e segura melhor a carga negativa. Então essas formas (com \mathrm{S=O}, \mathrm{S–O^-}, \mathrm{S–O–H}) pesam mais.

Resposta

As formas com maior peso são as equivalentes que apresentam uma ligação dupla \mathrm{S=O}, uma ligação simples \mathrm{S–O^-} (oxigênio com carga -1) e uma ligação \mathrm{S–O–H}, de modo que o enxofre fica com carga formal 0 e a carga negativa está em um oxigênio (delocalizada entre os dois oxigênios não protonados por ressonância).

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