Exercício 1: Faça a representação de Lewis das espécies químicas a seguir. Indique a hibridização dos átomos centrais:
\mathrm{SO}_{3}

Passo 1

O que o enunciado pede e o que nos dá:
  • Pede a representação de Lewis da espécie \mathrm{SO}_3.
  • Pede que eu indique a hibridização do átomo central (no caso, o enxofre).
  • Informação implícita: átomos presentes: um átomo de enxofre ( \mathrm{S}) e três átomos de oxigênio ( \mathrm{O}).

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo obrigatório para desenhar estrutura de Lewis).
  • Cada \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência.
  • Cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência.
    Portanto o total de elétrons de valência da molécula é
6 + 3\cdot 6 = 6 + 18 = 24.
Anotação importante: todos esses 24 elétrons serão distribuídos entre ligações e pares isolados (lone pairs).

Passo 3

Montagem do esqueleto: qual átomo vai ao centro?
  • Critério prático: o átomo menos eletronegativo (aqui \mathrm{S}) costuma ficar no centro quando há um átomo único do mesmo tipo. Então colocamos \mathrm{S} no centro e três \mathrm{O} ao redor, ligados a \mathrm{S}.

Passo 4

Colocar ligações simples primeiro e subtrair os elétrons usados.
  • Três ligações simples \mathrm{S}-\mathrm{O} usam 3\times 2 = 6 elétrons.
  • Restam 24 - 6 = 18 elétrons para distribuir como pares isolados.

Passo 5

Distribuir pares isolados para completar os octetos dos átomos terminais (oxigênios).
  • Cada oxigênio, sendo terminal, deve ter octeto completo: já tem 1 ligação (2 elétrons), precisa de mais 6 elétrons = 3 pares isolados cada.
  • Para três oxigênios isso usa 3 \times 6 = 18 elétrons.
  • Isso consome exatamente os 18 elétrons restantes. Agora cada oxigênio tem octeto completo (um par de ligação + três pares isolados).
  • Observe a situação do enxofre: ao colocar apenas ligações simples ele tem apenas 3 pares de ligação = 6 elétrons ao seu redor, ou seja, não atinge o octeto (tem 6 elétrons, não 8).

Passo 6

Resolver o octeto do enxofre formando ligações múltiplas (transformar pares isolados de oxigênio em ligações duplas).
  • Para que o enxofre alcance octeto (ou, no caso mais realista, uma distribuição de elétrons de menor carga formal), é comum formar ligações duplas entre \mathrm{S} e alguns \mathrm{O}: mover um par isolado de um \mathrm{O} para formar uma ligação \mathrm{S}=\mathrm{O}.
  • Se formarmos três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} (uma com cada oxigênio), a distribuição fica assim:
    • Ligações: três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} usam 3\times 4 = 12 elétrons.
    • Pares isolados: cada oxigênio duplamente ligado terá 2 pares isolados (4 elétrons), total 3\times 4 = 12 elétrons.
    • Soma: 12 + 12 = 24, que é exatamente o total de elétrons.
  • Resultado prático: estrutura com três ligações duplas e sem pares isolados no enxofre.

Passo 7

Cálculo das cargas formais para avaliar qualidade da estrutura. Lembrar da fórmula:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo livre}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligação}).éêáéãéçã
Aplicando aos átomos na estrutura com três ligações duplas:
  • Para um oxigênio duplamente ligado:
    • elétrons de valência = 6,
    • elétrons não ligantes = 4 (dois pares),
    • elétrons de ligação ao redor = 4 (uma ligação dupla: 4 elétrons, metade contada para o O é 2).
    \text{carga formal}_{\mathrm{O}} = 6 - 4 - \tfrac{1}{2}(4) = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o enxofre:
    • elétrons de valência = 6,
    • elétrons não ligantes = 0,
    • elétrons de ligação ao redor = 12 (três ligações duplas, total 12 elétrons; metade =6).
    \text{carga formal}_{\mathrm{S}} = 6 - 0 - \tfrac{1}{2}(12) = 6 - 6 = 0.
Conclusão: a estrutura com três ligações duplas dá cargas formais todas iguais a zero — uma representação razoável em termos de carga formal.

Passo 8

Discussão sobre ressonância e descrição real das ligações (porque estudantes ficam confusos com octeto expandido).
  • A representação com três ligações duplas coloca 12 elétrons ao redor do enxofre (octeto expandido), o que é permitido para elementos do terceiro período ( \mathrm{S}), porque orbitais adicionais (3s, 3p, 3d) permitem acomodar mais elétrons na descrição de valência tradicional.
  • Outra forma de visualizar a ligação é através de estruturas de ressonância em que, em cada forma, apenas uma ligação é dupla e as outras duas são simples, com cargas formais ( +1 no S e -1 em oxigênios single-bonded). A ressonância entre essas formas leva a ligações equivalentes experimentais com ordem de ligação média \simeq 1{,}33.
  • Em termos simples para a prova: ambas as descrições aparecem na literatura, mas a conclusão importante é que os três S–O são equivalentes e a molécula é trigonal planar.

Passo 9

Determinar a hibridização do átomo central a partir do número de regiões de densidade eletrônica (domínios) ao redor de \mathrm{S}.
  • Regiões de densidade eletrônica = número de ligações sigma + número de pares isolados no átomo central.
  • Na melhor descrição (estrutura com três ligações, sejam elas duplas ou ressonantes), existem três ligações sigma ao redor de \mathrm{S} e nenhum par isolado no enxofre.
  • Portanto o número de domínios é 3, o que corresponde a geometria trigonal planar e hibridização \mathrm{sp}^2.
  • Explicação curta do porquê: hibridização \mathrm{sp}^2 significa que o átomo central mistura um orbital s e dois orbitais p formando três orbitais híbridos em um plano, cada um formando uma ligação sigma com um oxigênio; os elétrons pi (das duplas) ficam em orbitais p não híbridos ou em um sistema pi deslocalizado.

Passo 10

Resumo didático (como responder na prova rapidamente):
  • Desenhe \mathrm{S} no centro, três \mathrm{O} ao redor.
  • Mostre a estrutura com três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} (cada \mathrm{O} com dois pares isolados) — cargas formais zero.
  • Indique que existe também uma descrição ressonante com uma dupla e duas simples (com cargas), a ressonância resulta em ligações equivalentes experimentais.
  • Hibridização do enxofre: \mathrm{sp}^2 (três domínios eletrônicos → trigonal planar).

Resposta

Representação de Lewis (forma principal): três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} (cada \mathrm{O} com dois pares isolados) — alternativa: três estruturas de ressonância com uma dupla e duas simples.
Hibridização do átomo central ( \mathrm{S}): \mathrm{sp}^2.

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