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
    \mathrm{SO}_{2} (Enxofre, \mathrm{Z}=16; Oxigênio, \mathrm{Z}=8 )

Passo 1

O enunciado pede, para a molécula \mathrm{SO}_2:\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: Z=16 e Oxigênio: Z=8 — e a fórmula molecular \mathrm{SO}_2.

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 ( \mathrm{S}) pertence ao grupo 16 → tem 6 elétrons de valência. Cada oxigênio ( \mathrm{O}) também tem 6 elétrons de valência.
    Cálculo do total de elétrons de valência disponíveis para a molécula:
\text{elétrons totais} = 6 \;(\text{S}) + 2\times 6 \;(\text{2 O}) = 6 + 12 = 18.é
Explicação curta: esses 18 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):
  1. Posicionar o átomo central: o átomo menos eletronegativo entre os não-hidrogênios costuma ficar no centro → enxofre ( \mathrm{S}) é central. Colocar os dois \mathrm{O} ao redor e ligar inicialmente com ligações simples: \mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O}. Cada ligação simples usa 2 elétrons. Com duas ligações simples consumimos 2\times 2 = 4 elétrons.
  2. Completar octetos dos átomos mais eletronegativos (os \mathrm{O}): 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 2\times 6 = 12 elétrons. Até aqui usamos 4 + 12 = 16 elétrons.
  3. Restam 18 - 16 = 2 elétrons, que devem ser colocados no átomo central ( \mathrm{S}) 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.
  4. Forma final eficiente: transformar cada ligação \mathrm{S}-\mathrm{O} em dupla ligação, ou alternativamente colocar duas duplas \mathrm{O}=\mathrm{S}=\mathrm{O}, e manter 1 par livre em \mathrm{S}. 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 8+8=16 e sobra 2 que ficam como par livre em S → total 18 (confere).
  5. Observação de formal charges (vai ajudar a confirmar bom arranjo): fórmula da carga formal:
\text{carga formal} = (\text{e} \text{ de valência do átomo}) - (\text{e não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{e nas ligações}).êáãçõ
Aplicando para a estrutura com duas duplas e um par livre em S:
  • Para o enxofre: valência 6, elétrons não ligantes 2, elétrons de ligação ao seu redor 8 (duas duplas) → \text{FC}_S = 6 - 2 - \tfrac{1}{2}(8) = 6 - 2 - 4 = 0.
  • Para cada oxigênio: valência 6, elétrons não ligantes 4, elétrons de ligação 4 (uma dupla) → \text{FC}_O = 6 - 4 - \tfrac{1}{2}(4) = 6 - 4 - 2 = 0.
    Portanto a estrutura \mathrm{O}=\mathrm{S}:\;=\mathrm{O} (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 2 domínios de ligação (cada dupla = 1 região).
    • um par livre → corresponde a 1 domínio não ligante.
      Logo o número total de domínios é 2 + 1 = 3.
  • Geometria eletrônica para 3 domínios é trigonal plana (as regiões querem ficar nos vértices de um triângulo, 120^\circ 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 2 domínios ligantes e 1 par livre a geometria molecular é chamada de “angular” ou “dobrada” (em inglês: bent). Em notação VSEPR isso é um caso AX_2E_1 (onde A = átomo central, X = átomos ligados, E = par(es) isolado(s)).
  • O ângulo ideal para 3 domínios seria 120^\circ, porém pares livres ocupam um pouco mais de espaço que pares de ligação (repulsão LP–BP > BP–BP), então o ângulo \widehat{\mathrm{O}-\mathrm{S}-\mathrm{O}} fica um pouco menor que 120^\circ. Em \mathrm{SO}_2 experimentalmente o ângulo aproxima-se de \sim 119^\circ (uma redução pequena, típica de AX_2E).
  • Resumindo: geometria molecular = angular/bent; ângulo \lesssim 120^\circ (valor experimental ~ 119^\circ).

Passo 6

Determinação da polaridade (com explicação vetorial simples):
  • Cada ligação \mathrm{S}-\mathrm{O} 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: \mathrm{SO}_2 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: 2
Pares não ligantes (pares livres) no átomo central: 1
Geometria molecular: angular (dobrada, AX_2E_1) com ângulo \lesssim 120^\circ (≈ 119^\circ)
Polaridade: polar

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