Dê as estruturas de Lewis para as substâncias \mathrm{CH}_{3} \mathrm{SOCH}_{3} e \mathrm{SO}_{4}{ }^{2-}. (Obs: Quando houver a possibilidade de mais de uma estrutura de ressonância, mostre através de setas de ressonância a interconversão entre elas).

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras:
  • Dar a estrutura de Lewis de \mathrm{CH}_3\mathrm{SOCH}_3.
  • Dar a(s) estrutura(s) de Lewis de \mathrm{SO}_4^{2-}.
    Quando houver ressonância, mostrar as estruturas resonantes (setas de ressonância).
Informações fornecidas implicitamente (que vamos usar):
  • Fórmulas das moléculas/íon: \mathrm{CH}_3\mathrm{SOCH}_3 e \mathrm{SO}_4^{2-}.
  • Não há desenhos adicionais; devemos construir as estruturas a partir das regras usuais de química (átomo central, contagem de elétrons, octeto, cargas formais, ressonância).

Passo 2

Breve receita (passo a passo geral) para montar estruturas de Lewis — explicando cada item como se fosse uma receita de bolo:
  1. Contar os elétrons de valência totais. Some os elétrons de valência de cada átomo e, se houver carga, some/subtraia os elétrons correspondentes (íon negativo ganha elétrons).
  2. Montar o esqueleto: escolher o átomo central (normalmente o menos eletronegativo que não seja H) e ligar os átomos por ligações simples.
  3. Usar pares de elétrons para formar ligações (cada ligação simples consome 2 elétrons). Subtrair esses elétrons do total.
  4. Distribuir elétrons restantes como pares solitários (lone pairs) primeiramente nos átomos mais eletronegativos (geralmente oxigênio, etc.) até completar seus octetos.
  5. Se algum átomo (especialmente elementos do 3.º período em diante, como S, P) ficar com menos que octeto, verificar se é possível formar ligações múltiplas (duplas/triplas) movendo pares solitários de átomos vizinhos para formar ligações múltiplas.
  6. Calcular cargas formais para cada átomo e escolher a estrutura com menores cargas formais (e com cargas negativas preferencialmente nos átomos mais eletronegativos).
  7. Se houver mais de uma maneira equivalente de colocar ligações múltiplas que satisfazem octeto e minimizam cargas, mostrar essas estruturas como formas de ressonância e indicar a interconversão por setas.
Fórmula que vamos usar para carga formal (explicada):
\text{Carga formal} = V - N - \frac{B}{2},
onde
  • V = número de elétrons de valência do átomo isolado (ex.: 6 para O, 6 para S, 4 para C, 1 para H),
  • N = número de elétrons não ligantes (pares solitários) no átomo na estrutura de Lewis,
  • B = número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (ou seja, duas vezes o número de ligações simples mais quatro vezes o número de ligações duplas, etc.), mas na prática se usa o número de elétrons de ligação atribuídos ao átomo (por exemplo, uma ligação simples contribui com 2 elétrons; na fórmula divide-se por 2 para obter o número de ligações).
Vou aplicar essa receita passo a passo para cada espécie.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência:
    • Cada \mathrm{C}: 4 elétrons → dois C: 2\times4=8.
    • Cada \mathrm{H}: 1 elétron → seis H: 6\times1=6.
    • \mathrm{S}: 6 elétrons.
    • \mathrm{O}: 6 elétrons.
      Total: 8+6+6+6 = 26 elétrons de valência totais.
  2. Esqueleto: S é o átomo central (menos eletronegativo que O e capaz de fazer várias ligações). Conexões esperadas: \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\mathrm{S}-\mathrm{CH}_3 e também ligação entre S e O: esqueleto \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{CH}_3 (na prática é \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\mathrm{S}-\mathrm{CH}_3 com um O ligado ao S).
  3. Colocar ligações simples iniciais:
    • Ligações: \mathrm{C}-\mathrm{H} (cada C com 3 H), cada C também ligado ao S → cada ligação usa 2 elétrons.
    • Total de ligações no esqueleto (contando C–H, C–S, S–O): é mais fácil contar elétrons usados pelas ligações centrais: S ligado a 2 C e a 1 O → 3 ligações \Rightarrow 3\times2=6 elétrons usados só nas ligações S-X. As ligações C–H e ligações C–S também usam elétrons, mas o método prático é: montar as ligações covalentes e depois distribuir pares solitários.
  4. Distribuir elétrons não ligantes:
    • Após formar todas as ligações simples e completar os H (cada H já tem 1 ligação), colocamos pares nos átomos mais eletronegativos (O) para completar octetos.
    • Se deixarmos S ligado simplesmente por ligações simples, S teria só 6 elétrons ao seu redor (3 ligações) — incompleto. Para completar octetos das vizinhanças, é comum formar uma dupla ligação S=O.

Passo 4

Estrutura com S=O (forma principal):
  • Montagem: cada carbono está ligado a 3 H e a S (cada C tem 4 ligações → octeto satisfeito). O forma dupla com S: S tem uma dupla ligação com O, duas ligações simples com os dois C, e um par de elétrons solitários (um lone pair).
  • Contagem de elétrons: essa distribuição consome corretamente os 26 elétrons de valência (todos os H com 1 ligação, cada C com 4 ligações, O com uma dupla e dois pares, S com uma dupla, duas simples e um lone pair).
Cálculo de cargas formais (usar a fórmula):
  • Para \mathrm{S} na estrutura \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\mathrm{S}(:)(=\mathrm{O})-\mathrm{CH}_3: V=6,\quad N=2\\ (\text{um lone pair}=2\\ \text{elétrons}),\quad B=8\\ (\text{dupla S=O} \Rightarrow 4\\ \text{elétrons},\\ \text{duas S–C} \Rightarrow 4\\ \text{elétrons})ééé
\text{Carga formal em S} = 6 - 2 - \frac{8}{2} = 6 - 2 - 4 = 0.
  • Para \mathrm{O} (na dupla ligação): V=6,\\ N=4\\ (\text{dois lone pairs}),\\ B=4, \text{Carga formal em O} = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para cada \mathrm{C} e \mathrm{H}: calcula-se e obtém-se carga formal zero (cada C tem 4 ligações, H tem 1 ligação).
Portanto a estrutura com S=O (S com um lone pair) resulta em cargas formais nulas em todos os átomos — é uma boa estrutura de Lewis principal.
Ressonância em \mathrm{CH}_3\mathrm{SOCH}_3:
  • Existe uma forma ressonante em que a ligação S–O é representada como simples e o oxigênio carrega carga -1 enquanto o enxofre fica com carga +1:
    • Forma ressonante menor: \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\overset{+}{\mathrm{S}}-\mathrm{O}^{-}-\mathrm{CH}_3 com O tendo três pares solitários e S sem lone pair nessa representação.
  • Cálculo de cargas nessa forma: \mathrm{O}^{-} tem carga formal -1, \mathrm{S}^{+} tem +1. Essa forma contribui para o híbrido de ressonância e explica a polaridade da ligação S–O (O mais negativa, S com densidade positiva).
  • Conclusão: a forma dominante tem S=O (todas cargas formais zero), mas há contribuição ressonante com S{+}—O{-} que aumenta a polarização da ligação.

Passo 5

  1. Contagem de elétrons de valência:
    • \mathrm{S}: 6.
    • Cada \mathrm{O}: 6 → quatro O: 4\times6=24.
    • Carga -2 adiciona 2 elétrons.
      Total: 6+24+2 = 32 elétrons de valência.
  2. Esqueleto: enxofre no centro com quatro ligações a quatro oxigênios: \mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O} (quatro vezes).
  3. Primeira tentativa — ligações simples:
    • Fazer quatro ligações simples S–O usa 4\times2=8 elétrons.
    • Restam 32-8=24 elétrons para distribuir como pares não ligantes.
    • Distribuindo 24 elétrons entre os quatro O dá 6 elétrons (três pares) em cada O → cada O com octeto completo. S, porém, tem apenas 8 elétrons ao redor (4 ligações), o que é aceitável mas gera cargas formais.

Passo 6

Cálculo de cargas na configuração com quatro ligações simples:
  • Oxigênio ligado por ligação simples (3 pares + ligação): V=6,\\ N=6,\\ B=2 → carga formal =6-6-\frac{2}{2}=6-6-1=-1 em cada O.
  • Enxofre: V=6,\\ N=0,\\ B=8 → carga formal =6-0-\frac{8}{2}=6-4=+2.
    Total de cargas: 4\times(-1) + (+2) = -2 (correto), mas as magnitudes das cargas são altas (+2 no S), então buscamos outra representação com cargas menores.
Formas com duplas ligações:
  • Podemos formar duplas ligações S=O movendo pares de elétrons de alguns O para formar ligação dupla. A forma que minimiza cargas é aquela com duas duplas S=O e duas simples S–O^{-}. Nessa configuração:
    • Para cada O com dupla: carga formal 0 (pois V=6,\\ N=4,\\ B=4 \Rightarrow 6-4-2=0).
    • Para cada O com simples: carga formal -1 (como antes).
    • Para S: com duas duplas e duas simples, B total =12 elétrons ao redor de S → V=6,\\ N=0,\\ B=12 → carga formal =6-0-\frac{12}{2}=6-6=0.
    • Total de cargas: 2\times0 + 2\times(-1) + 0 = -2, e as magnitudes são menores (S com carga 0).
Ressonância:
  • Existem várias maneiras equivalentes de escolher quais dois O fazem dupla com S. O número de formas equivalentes é \binom{4}{2}=6 (escolher 2 oxigênios entre 4 para terem dupla). Essas 6 formas são todas energeticamente equivalentes e formam o conjunto de estruturas ressonantes do íon \mathrm{SO}_4^{2-}.
  • No híbrido de ressonância cada ligação S–O tem ordem de ligação média 1{,}5 (dois duplos e dois simples, média (2+2+1+1)/4=1{,}5). A carga negativa está distribuída igualmente entre os quatro oxigênios, dando uma carga média de -\tfrac{1}{2} em cada oxigênio no híbrido.

Passo 7

  • Para \mathrm{CH}_3\mathrm{SOCH}_3 (DMSO): a estrutura principal de Lewis é aquela com \mathrm{S}=\mathrm{O} (todas cargas formais nulas) e há uma forma ressonante menor \mathrm{S}^{+}-\mathrm{O}^{-} que contribui para a polaridade S–O. S aceita ter um octeto expandido (10 elétrons) nessa estrutura; isso é permitido para elementos do terceiro período como o enxofre.
  • Para \mathrm{SO}_4^{2-}: o melhor conjunto de estruturas é o conjunto de 6 estruturas ressonantes com duas duplas S=O e duas simples S–O^{-} em cada forma; o híbrido resultante tem todas as quatro ligações S–O equivalentes com ordem 1,5 e carga parcial -\tfrac{1}{2} por oxigênio.

Resposta

\mathrm{CH}_3\mathrm{SOCH}_3:\ Forma principal: \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\mathrm{S}\bigl(:\bigr)(=\mathrm{O})-\mathrm{CH}_3 (todas cargas formais 0).
Forma ressonante menor: \mathrm{H}_3\mathrm{C}-\overset{+}{\mathrm{S}}-\mathrm{O}^{-}-\mathrm{CH}_3 (contribui para a polarização S–O).
\mathrm{SO}_4^{2-}:\ Conjunto de estruturas ressonantes (exemplo de uma delas):
\mathrm{O}=\mathrm{S}(= \mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}-\mathrm{O}^{-}\quad\longleftrightarrow\quad\text{(as outras 5 estruturas equivalentes obtidas trocando quais O são duplas)}ã
No híbrido: todas as quatro ligações S–O equivalentes com ordem de ligação média 1{,}5 e carga média por oxigênio -\tfrac{1}{2}.

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