Indique o tipo de ligação, a polaridade da ligação, a polaridade da molécula, a geometria molecular e a estrutura de Lewis, dos seguintes compostos:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado pede e quais informações já temos (somente o que foi dado):
  • O enunciado pede, para a molécula \mathrm{H_{2}SO_{4}}:
    1. tipo de ligação;
    2. polaridade da ligação;
    3. polaridade da molécula;
    4. geometria molecular;
    5. estrutura de Lewis.
  • Informação dada: a fórmula molecular é \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
    Nada mais foi fornecido, então vou partir da química geral (valência, eletronegatividade, VSEPR, contagem de elétrons) para construir a estrutura e responder cada item.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência e esqueleto (aula prática sobre como montar a estrutura de Lewis).
  • Regra: somar elétrons de valência de todos os átomos.
  • Elétrons de valência: \mathrm{H} tem 1 cada, \mathrm{S} tem 6, \mathrm{O} tem 6 cada.
  • Total: 2\cdot 1 + 6 + 4\cdot 6 = 2 + 6 + 24 = 32\\ \text{elétrons de valência}.éê
Montagem inicial do esqueleto: o átomo menos eletronegativo (exceto H) fica no centro: \mathrm{S} central ligado aos quatro \mathrm{O}; os dois \mathrm{H} vão ligados a dois desses oxigênios (formando grupos \mathrm{–OH}). Esqueleto: \mathrm{H-O- S -O-H} com mais duas O ligadas ao S.
Agora distribuir elétrons para completar octetos:
  1. Colocar 4 ligações simples S–O e 2 ligações O–H já usa 6 ligações = 12 elétrons (pares de lig.). Restam 32-12=20 elétrons para distribuir como pares isolados.
  2. Completar octetos nos oxigênios primeiro: cada oxigênio precisa atingir 8 elétrons totais. Ao colocar pares não-ligantes nos 4 oxigênios, sobra a necessidade de ajustar com ligações múltiplas para satisfação do octeto do enxofre. Se colocarmos apenas ligações simples S–O para os quatro O, o enxofre teria 8 elétrons ligados (4 pares) — aparentemente satisfazendo contagem de ligação — mas os oxigênios ligados apenas com uma ligação ao S (quando não está ligado a H) teriam carga/formalidades desfavoráveis. A forma que dá formal charges zeros utiliza duas ligações duplas S=O e duas S–O ligações simples onde os O ligados por simples estão ligados também a H (os \mathrm{OH}).
  3. Assim a estrutura com todas formal charges zeradas é: S no centro com duas ligações duplas a dois O (cada \mathrm{O} com dois pares isolados) e duas ligações simples a dois O que por sua vez têm cada um um H ligado (cada \mathrm{O} do OH com dois pares isolados). Esta construção respeita os 32 elétrons e dá cargas formais nulas. Vou explicar formal charges em seguida.
Cálculo rápido de carga formal (método didático): formal charge = valência do átomo - (nº de elétrons não-ligantes) - (nº de elétrons de ligação)/2. Aplicando:
  • Para \mathrm{S}: valência 6, não-ligantes 0, elétrons de ligação 12 (duas duplas = 8 e duas simples = 4) → 6-0-12/2 = 6-6 = 0.
  • Para cada \mathrm{O} dupla: valência 6, não-ligantes 4, ligação 4 6-4-4/2 = 6-4-2 =0.
  • Para cada \mathrm{O} do \mathrm{OH}: valência 6, não-ligantes 4, ligação total 4 (uma com S e uma com H) → também 0.
  • Para \mathrm{H}: valência 1, não-ligantes 0, ligação 2 1-0-2/2=0.
Conclusão deste passo: a estrutura de Lewis majoritária útil é \mathrm{S} central com duas S=O e duas S–O–H (cada O do OH com dois pares isolados), todas as cargas formais iguais a zero.

Passo 3

Tipo de ligação (explicando eletronegatividade e o que define ligação iônica vs covalente).
  • Regra prática: diferença de eletronegatividade grande (geralmente \gtrsim1{,}7 na escala de Pauling) tende a indicar caráter iônico; diferenças menores indicam ligações covalentes, possivelmente polares. Valores típicos de eletronegatividade (Pauling, aproximados): \chi(\mathrm{O})\approx 3{,}44,\\ \chi(\mathrm{S})\approx 2{,}58,\\ \chi(\mathrm{H})\approx 2{,}20.
  • Diferenças: \chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{S})\approx 3{,}44-2{,}58=0{,}86, \qquad \chi(\mathrm{O})-\chi(\mathrm{H})\approx 3{,}44-2{,}20=1{,}24.
Ambas são menores que \sim1{,}7, então as ligações são covalentes com caráter polar. Portanto: as ligações S–O (incluindo as duplas S=O) e O–H são ligações covalentes polares. Não há ligações puramente iônicas na molécula (é uma molécula covalente molecular).

Passo 4

Polaridade das ligações (direção e intensidade qualitativa).
  • Explicação: em uma ligação polar, o elétron é puxado em direção ao átomo mais eletronegativo; isso gera um dipolo (seta apontando para o átomo mais eletronegativo, com uma ponta positiva no outro átomo).
  • Aplicando ao caso: como \mathrm{O} é mais eletronegativo que \mathrm{S} e que \mathrm{H}, em todas as ligações envolvendo \mathrm{O} o dipolo aponta para o \mathrm{O}. Logo:
    • As ligações \mathrm{S=O} e \mathrm{S–O} são polares com polo negativo no \mathrm{O} e polo parcial positivo no \mathrm{S}.
    • As ligações \mathrm{O–H} são polares com polo negativo no \mathrm{O} e polo parcial positivo no \mathrm{H}.
  • Intensidade relativa: \mathrm{O–H} tende a ser bastante polar (diferença \approx1{,}24), \mathrm{S–O} também é polar (diferença \approx0{,}86); as S=O (ligação dupla) têm caráter de ligação mais polar e com maior componente de densidade eletrônica no O do que uma simples S–O.

Passo 5

Geometria molecular (VSEPR) explicada passo a passo.
  • Método VSEPR (aula rápida): contar regiões de densidade eletrônica (pares ligantes + pares isolados) ao redor do átomo central; a geometria eletrônica resultante minimiza repulsões e determina a geometria molecular.
  • Para \mathrm{S} em \mathrm{H_{2}SO_{4}}: existem quatro ligações a oxigênios (quatro regiões de densidade: duas ligações duplas e duas ligações simples contam cada uma como uma região). Não há pares isolados no enxofre na estrutura descrita. Então o número estérico é 4 → geometria eletrônica tetraédrica e, sem pares isolados, a geometria molecular ao redor de \mathrm{S} é também tetraédrica (ângulos próximos de 109{,}5^\circ ideais, embora pequenas distorções existam por diferenças entre =O e –O–H).
  • Geometrias locais: cada oxigênio do grupo \mathrm{OH} tem 4 regiões de elétrons (duas pares isolados + duas ligações), então sua geometria eletrônica é tetraédrica e a geometria molecular local é angular/bent (ângulo \approx104^\circ típico de \mathrm{O} com dois pares). Os oxigênios com dupla ligação têm geometria molecular linear em volta da ligação? (na verdade cada O em S=O tem 3 regiões: duas pares isolados + ligação dupla considerada uma região → geometria aproximadamente trigonal planar ao redor desse O).
  • Hibridização (comentário didático): para uma estérica number 4 costuma-se usar sp^{3} para o átomo central; entretanto as S=O apresentam caráter π que envolve orbitais p (e possivelmente contribuição d em modelos antigos). Para provas básicas: dizer que \mathrm{S} tem geometria tetraédrica (hibridização aproximada \mathrm{sp^{3}}) é aceitável.

Passo 6

Polaridade da molécula — como decidir se a molécula inteira é polar (aula com vetores de dipolo).
  • Regra prática: alguma simetria molecular pode fazer dipolos de ligação se cancelarem. Se os substituintes ao redor do centro são idênticos e simetricamente dispostos, o momento dipolar total pode ser zero. Mas se os substituintes são diferentes (e/ou disposição não simétrica), os vetores dipolares não se cancelam e a molécula é polar.
  • Em \mathrm{H_{2}SO_{4}} os quatro substituintes do S não são todos iguais: há duas oxigênios \mathrm{=O} e duas \mathrm{–O-H}. Mesmo que geometricamente fiquem nos vértices de um tetraedro, a presença de dois grupos diferentes (duas S=O e duas S–O–H) faz com que os dipolos não se cancelem perfeitamente em geral. Além disso, as ligações \mathrm{O–H} contribuem com dipolos adicionais nos oxigênios. O resultado real é que a molécula tem momento dipolar não nulo — ou seja, \mathrm{H_{2}SO_{4}} é uma molécula polar. (Isto também explica sua alta solubilidade em água e forte interação por ligações de hidrogênio.)
  • Resumo: momento dipolar total distinto de zero → molécula polar.

Passo 7

Estrutura de Lewis final (representação textual e observações de ressonância).
  • A estrutura canônica principal (sem cargas formais) é: \mathrm{S} central com duas ligacões duplas a dois \mathrm{O} e duas ligações simples a dois \mathrm{O} que carregam cada um um \mathrm{H}. Em fórmula estrutural abreviada: \mathrm{HO\!-\!O\!-\!S(=O)_{2}\!-\!OH}
(mais explícito: \mathrm{H\!-\!O\!-\!S(=O)(=O)\!-\!O\!-\!H}, entendendo que os dois \mathrm{=O} são duplas e os dois \mathrm{O} ligados a H são simples com pares isolados.)
  • Ressonância: a estrutura real apresenta alguma delocalização de densidade eletrônica entre S e O (caráter parcial de duplo nas ligações S–O), mas a representação com duas S=O e duas S–O–H é a forma com cargas formais zero e é a mais prática para desenho em provas iniciais.

Resposta

Tipo de ligação: ligações covalentes (polares) entre \mathrm{S}\!-\!\mathrm{O} e \mathrm{O}\!-\!\mathrm{H}.
Polaridade das ligações: todas as ligações \mathrm{S=O}, \mathrm{S\!-\!O} e \mathrm{O\!-\!H} são polares (os dipolos apontam para o \mathrm{O}).
Polaridade da molécula: a molécula \mathrm{H_{2}SO_{4}} é polar (momento dipolar total não nulo).
Geometria molecular (ao redor do S): tetraédrica (geometria eletrônica tetraédrica; ângulos próximos de 109{,}5^\circ, com pequenas distorções entre ligações duplas e simples).
Estrutura de Lewis: S central com duas ligações duplas a dois O e duas ligações simples a dois O ligados a H (duas unidades \mathrm{–OH}); forma canônica: \mathrm{HO\!-\!S(=O)_{2}\!-\!OH} (todas as cargas formais iguais a zero).

Exercícios relacionados