Exercício 1: Faça a representação de Lewis das espécies químicas a seguir. Indique a hibridização dos átomos centrais:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a espécie \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4:
  • Fazer a representação de Lewis (estrutura com ligações e pares de elétrons).
  • Indicar a hibridização dos átomos centrais.
Informações relevantes que temos (tudo já contido no enunciado):
  • Fórmula molecular: \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4.
  • Átomos presentes: 2 hidrogênios ( \mathrm{H}), 1 enxofre ( \mathrm{S}), 4 oxigênios ( \mathrm{O}).

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (passo fundamental para qualquer estrutura de Lewis).
  • Cada \mathrm{H} 1 elétron de valência: total de \;2\times 1 = 2.
  • Enxofre \mathrm{S}: 6 elétrons de valência.
  • Cada oxigênio \mathrm{O}: 6 elétrons de valência, então 4\times 6 = 24.
Total de elétrons de valência disponíveis:
2 + 6 + 24 = 32\\ \text{elétrons}.é
Esses 32 elétrons serão distribuídos em ligações e pares não ligantes para satisfazer a regra do octeto (quando aplicável) e minimizar cargas formais.

Passo 3

Montagem do esqueleto (como ligar os átomos)
  • Enxofre costuma ser o átomo central para ácidos oxigenados; conectamos o \mathrm{S} aos quatro \mathrm{O}.
  • Os dois hidrogênios ficam ligados a dois dos oxigênios (formando grupos \mathrm{O}-\mathrm{H}), porque em ácidos \mathrm{H} geralmente está ligado a oxigênio.
    Assim o esqueleto é, genericamente:
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H}
com mais duas ligações \mathrm{S}-\mathrm{O} para completar os quatro oxigênios ao redor do enxofre (os dois \mathrm{O} centrais ligados ao \mathrm{S} sem H são os demais).

Passo 4

Colocar ligações e distribuir pares de elétrons para satisfazer octetos iniciais
  • Primeiro, faça ligações simples: \mathrm{S} ligado aos quatro \mathrm{O} (quatro ligações \mathrm{S}-\mathrm{O}) e cada \mathrm{H} ligado ao seu \mathrm{O} correspondente. Cada ligação usa 2 elétrons. Número de elétrons usados em ligações simples iniciais:
\text{ligações } = 4\\ (\mathrm{S}-\mathrm{O}) + 2\\ (\mathrm{O}-\mathrm{H}) = 6\\ \text{ligações} \Rightarrow 6\times 2 = 12\\ \text{elétrons}.çõçõé
  • Restam 32-12=20 elétrons para colocar como pares não ligantes.
  • Priorize completar o octeto dos oxigênios primeiro. Para os dois oxigênios que têm apenas ligação ao \mathrm{S} (sem H), coloque 3 pares de elétrons (6 elétrons) em cada um. Para os dois oxigênios ligados a \mathrm{H} (grupos OH), cada um precisa de 2 pares de elétrons (4 elétrons) para completar o octeto (já têm duas ligações: \mathrm{O}-\mathrm{S} e \mathrm{O}-\mathrm{H}).
  • Vamos somar: 2 oxigênios sem H \times 6 =12 elétrons; 2 oxigênios com H \times 4 =8 elétrons. Soma 12+8=20, que é exatamente o que nos restava. Após isso, todos os oxigênios têm octeto completo, e o enxofre tem 4 ligações simples (8 elétrons ao redor do S) — o enxofre também tem um octeto, mas ainda precisamos checar cargas formais.

Passo 5

Verificar cargas formais e melhorar a estrutura (formação de ligações duplas)
  • Calcule cargas formais na montagem atual (todas ligações simples):
    • Oxigênios sem H: cada um teria 3 pares (6 elétrons não ligantes) + 1 ligação (2 elétrons compartilhados) → carga formal = 6 - (6+1 \times 2/2?) melhor fazer pela fórmula standard: \text{CF} = V - (N_{\text{não-lig}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{lig}})ã.
      Para um O com apenas uma ligação simples: V=6, N_{\text{não-lig}}=6ã, N_{\text{lig}}=2 (uma ligação simples tem 2 elétrons) → \text{CF}=6-(6+\tfrac{1}{2}\cdot 2)=6-(6+1)= -1. Então esses oxigênios teriam carga -1 cada.
    • Oxigênios com H (OH): V=6, N_{\text{não-lig}}=4ã, N_{\text{lig}}=4 (duas ligações simples) → \text{CF}=6-(4+\tfrac{1}{2}\cdot 4)=6-(4+2)=0.
    • Enxofre com quatro ligações simples: V=6, N_{\text{não-lig}}=0ã, N_{\text{lig}}=8 \text{CF}=6-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 8)=6-4=+2.
  • Essa distribuição dá cargas formais altas (S com +2, dois O com -1), o que é desfavorável. Para reduzir cargas formais, convertemos pares não ligantes dos oxigênios sem H em ligações duplas com o S. Se cada um desses dois oxigênios formar uma dupla ligação com o S, o S acaba com duas ligações duplas e duas simples: isso usa pares já contados e não altera o número total de elétrons.
  • Estrutura após formar duas duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} (nos dois oxigênios que não têm H):
    • Calcule cargas formais nessa estrutura:
      • Oxigênio duplamente ligado: V=6, N_{\text{não-lig}}=4ã (duas pares), N_{\text{lig}}=4 (uma ligação dupla = 4 elétrons) → \text{CF}=6-(4+\tfrac{1}{2}\cdot 4)=6-(4+2)=0.
      • Oxigênio em OH: continua com \text{CF}=0 (como antes).
      • Enxofre: V=6, N_{\text{não-lig}}=0ã, N_{\text{lig}}=12 (duas ligações duplas valem 4 elétrons cada = 8 e duas simples 2 cada =4; total 12 elétrons em ligações) → \text{CF}=6-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 12)=6-6=0.
  • Resultado: todas as cargas formais ficam zero. Essa é a melhor (mais estável) estrutura de Lewis para \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4: enxofre ligado a quatro oxigênios, com duas ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} (nos oxigênios sem H) e dois grupos \mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (OH) com ligações simples; todos com formal charges nulas.

Passo 6

Mostrar explicitamente a estrutura final (contando pares de elétrons)
  • Estrutura principal (uma das formas de escrever de maneira linear):
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}(= \mathrm{O})_{2}-\mathrm{O}-\mathrm{H}
significando: \mathrm{S} tem duas ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} e duas ligações simples \mathrm{S}-\mathrm{O} para oxigênios que por sua vez estão ligados a hidrogênios ( \mathrm{O}-\mathrm{H}). Em termos de pares eletrônicos:
  • Cada oxigênio duplamente ligado tem dois pares isolados (2 pares de elétrons não ligantes).
  • Cada oxigênio do grupo OH tem dois pares isolados.
  • O enxofre não possui pares isolados nessa estrutura: está envolvido em 4 ligações (totalizando 12 elétrons ao redor do S, o que é permitido porque S é do terceiro período — capacidade de octeto expandido).
    Observação sobre ressonância: pode-se desenhar estruturas de ressonância que redistribuem as duplas entre os oxigênios, mas a forma que minimiza as cargas formais é a descrita (duas S=O e duas S–O–H).

Passo 7

Determinar a hibridização dos átomos centrais (explicando o raciocínio)
  • Regra prática: a hibridização pode ser estimada contando o número de domínios eletrônicos (ligações simples, ligações múltiplas contam como um domínio cada, e pares isolados contam também).
  • Para o enxofre ( \mathrm{S} central):
    • Domínios ao redor do S: 4 (quatro ligações \mathrm{S}-\mathrm{O}, mesmo que duas sejam duplas elas contam cada uma como um domínio).
    • Portanto a hibridização do S é \mathrm{sp}^3 (steric number 4 → geometria eletrônica tetraédrica). Observação: as duas ligações duplas possuem componentes pi que são formadas por orbitais não-hibridizados (ou descritas por ressonância); para fins de hibridização simples, diz-se \mathrm{sp}^3.
  • Para os oxigênios:
    • Oxigênios duplamente ligados ( \mathrm{S}=\mathrm{O}): domínios = 3 (uma ligação dupla + dois pares isolados) → hibridização \mathrm{sp}^2.
    • Oxigênios em OH ( \mathrm{O}-\mathrm{H}): domínios = 4 (duas ligações simples \mathrm{O}-\mathrm{S} e \mathrm{O}-\mathrm{H} + dois pares) → hibridização \mathrm{sp}^3.
  • Hidrogênios não são “hibridizados” no mesmo sentido (a ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} envolve o orbital 1s do H).

Resposta

Estrutura de Lewis principal: \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}(=\mathrm{O})_{2}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (duas ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} e dois grupos \mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H}, todos com cargas formais zero)
Hibridizações: \mathrm{S}:\\ \mathrm{sp}^3; oxigênios \mathrm{S}=\mathrm{O}:\\ \mathrm{sp}^2; oxigênios em \mathrm{O}-\mathrm{H}:\\ \mathrm{sp}^3.

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