A geometria molecular está intimamente relacionada ao número de pares de elétrons ligantes e não ligantes ao redor do átomo central. Com base na Teoria da Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência (VSEPR), determine para cada uma das moléculas abaixo:
- Número de pares ligantes e não ligantes ao redor do átomo central
- Geometria molecular
- Se a molécula é polar ou apolar
(Enxofre,
; Oxigênio,
)
Passo 1
O enunciado pede, para a molécula
:\n- Determinar o número de pares ligantes e o número de pares não ligantes ao redor do átomo central.
- Determinar a geometria molecular.
- Dizer se a molécula é polar ou apolar.\nAs informações dadas que vamos usar são: os números atômicos (que servem para identificar elétrons de valência) — Enxofre:
e Oxigênio: — e a fórmula molecular .
Passo 2
Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar a estrutura de Lewis). Vou explicar e aplicar a regra.
- Regra usada: cada átomo contribui com seus elétrons de valência. Os elétrons de valência de átomos dos grupos da tabela periódica correspondem ao número de elétrons na camada externa.
- Enxofre (
) pertence ao grupo 16 → tem elétrons de valência. Cada oxigênio ( ) também tem elétrons de valência.
Cálculo do total de elétrons de valência disponíveis para a molécula:
Explicação curta: esses
elétrons vão ser distribuídos em ligações e pares livres para satisfazer, quando possível, a regra do octeto (exceto quando átomos de período 3 podem expandir o octeto).
Passo 3
Montagem da estrutura de Lewis passo a passo (muito didático):
- Posicionar o átomo central: o átomo menos eletronegativo entre os não-hidrogênios costuma ficar no centro → enxofre (
) é central. Colocar os dois ao redor e ligar inicialmente com ligações simples: . Cada ligação simples usa 2 elétrons. Com duas ligações simples consumimos elétrons. - Completar octetos dos átomos mais eletronegativos (os
): cada oxigênio ligado por ligação simples já tem 2 elétrons na ligação; para completar o octeto precisa de mais 6 elétrons (3 pares) cada um. Colocando os pares não ligantes nos oxigênios gastamos elétrons. Até aqui usamos elétrons. - Restam
elétrons, que devem ser colocados no átomo central ( ) como um par livre. Agora todos os átomos têm octeto? Verificação: cada oxigênio tem 8 elétrons (ok). O enxofre tem as duas ligações simples (4 elétrons compartilhados) + o par livre (2 elétrons) = 6 elétrons ao redor — ainda falta para o octeto. Para satisfazer melhor as necessidades e reduzir cargas formales, convertemos pares não ligantes dos oxigênios em ligações adicionais formando duplas ligações quando conveniente. - Forma final eficiente: transformar cada ligação
em dupla ligação, ou alternativamente colocar duas duplas , e manter 1 par livre em . Conte os elétrons: cada dupla usa 4 elétrons, duas duplas = 8 elétrons; cada oxigênio ainda tem 2 pares não ligantes (4 elétrons) cada → mais 8; total e sobra 2 que ficam como par livre em S → total 18 (confere). - Observação de formal charges (vai ajudar a confirmar bom arranjo): fórmula da carga formal:
Aplicando para a estrutura com duas duplas e um par livre em S:
- Para o enxofre: valência
, elétrons não ligantes , elétrons de ligação ao seu redor (duas duplas) → - Para cada oxigênio: valência
, elétrons não ligantes , elétrons de ligação (uma dupla) →
Portanto a estrutura(com um par livre em S) dá cargas formais zero em todos os átomos e é uma boa estrutura de Lewis. Nota: há ressonância possível, mas a descrição acima já captura corretamente o número de pares e a geometria esperada.
Passo 4
Contagem de domínios eletrônicos / pares de elétrons ao redor do átomo central (VSEPR) e interpretação:
- Definição prática: em VSEPR, cada região de densidade eletrônica se conta como um domínio (cada ligação simples, dupla ou tripla conta como UMA região) e cada par de elétrons não ligantes (par livre) conta como UMA região. Essas regiões se repelem e determinam a geometria eletrônica.
- Na estrutura que obtivemos o enxofre tem:
- duas ligações duplas → correspondem a
domínios de ligação (cada dupla = 1 região). - um par livre → corresponde a
domínio não ligante.
Logo o número total de domínios é.
- duas ligações duplas → correspondem a
- Geometria eletrônica para
domínios é trigonal plana (as regiões querem ficar nos vértices de um triângulo, de separação ideal). Mas atenção: a geometria molecular (forma observada pelos átomos) leva em conta que um dos três vértices é ocupado por um par livre, não por um átomo, o que altera a forma da molécula.
Passo 5
Determinação da geometria molecular e do ângulo aproximado, com explicação física (por que é assim):
- Com
domínios ligantes e par livre a geometria molecular é chamada de “angular” ou “dobrada” (em inglês: bent). Em notação VSEPR isso é um caso (onde = átomo central, = átomos ligados, = par(es) isolado(s)). - O ângulo ideal para 3 domínios seria
, porém pares livres ocupam um pouco mais de espaço que pares de ligação (repulsão LP–BP BP–BP), então o ângulo fica um pouco menor que . Em experimentalmente o ângulo aproxima-se de (uma redução pequena, típica de ). - Resumindo: geometria molecular = angular/bent; ângulo
(valor experimental ~ ).
Passo 6
Determinação da polaridade (com explicação vetorial simples):
- Cada ligação
é polar porque oxigênio é mais eletronegativo que enxofre; assim cada ligação tem um dipolo apontando do S para o O. - Se a molécula fosse linear com duas ligações iguais em lados opostos, esses dois dipolos poderiam se cancelar. Mas aqui a geometria é angular (dobrada), então os dois dipolos não estão em linha reta oposta e não se anulam completamente: a soma vetorial dos dipolos resulta em um dipolo molecular resultante apontando para o lado onde a soma dos vetores dos oxigênios domina.
- Conclusão:
é uma molécula polar (tem momento dipolar não nulo). - Observação final: a presença de ressonância (estruturas equivalentes) não torna a molécula apolar — a ressonância distribui a densidade eletrônica, mas a geometria com um par livre ainda quebra a simetria que seria necessária para cancelamento total dos dipolos.
Resposta
Pares ligantes ao redor do átomo central:
Pares não ligantes (pares livres) no átomo central:
Geometria molecular: angular (dobrada, ) com ângulo
(≈
)
Polaridade: polar
Pares não ligantes (pares livres) no átomo central:
Geometria molecular: angular (dobrada,
Polaridade: polar