Indique o tipo de ligação, a polaridade da ligação, a polaridade da molécula, a geometria molecular e a estrutura de Lewis, dos seguintes compostos:
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
: - tipo de ligação;
- polaridade da ligação;
- polaridade da molécula;
- geometria molecular;
- estrutura de Lewis.
- Informação dada: a fórmula molecular é
.
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:
tem cada, tem , tem cada. - Total:
Montagem inicial do esqueleto: o átomo menos eletronegativo (exceto H) fica no centro:
central ligado aos quatro
; os dois
vão ligados a dois desses oxigênios (formando grupos
). Esqueleto:
com mais duas O ligadas ao S.
Agora distribuir elétrons para completar octetos:
- Colocar 4 ligações simples S–O e 2 ligações O–H já usa
ligações = elétrons (pares de lig.). Restam elétrons para distribuir como pares isolados. - 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
). - Assim a estrutura com todas formal charges zeradas é: S no centro com duas ligações duplas a dois O (cada
com dois pares isolados) e duas ligações simples a dois O que por sua vez têm cada um um H ligado (cada do OH com dois pares isolados). Esta construção respeita os 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
: valência , não-ligantes , elétrons de ligação (duas duplas = 8 e duas simples = 4) → . - Para cada
dupla: valência , não-ligantes , ligação → . - Para cada
do : valência , não-ligantes , ligação total (uma com S e uma com H) → também . - Para
: valência , não-ligantes , ligação → .
Conclusão deste passo: a estrutura de Lewis majoritária útil é
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
na escala de Pauling) tende a indicar caráter iônico; diferenças menores indicam ligações covalentes, possivelmente polares. Valores típicos de eletronegatividade (Pauling, aproximados): . - Diferenças:
Ambas são menores que
, 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
é mais eletronegativo que e que , em todas as ligações envolvendo o dipolo aponta para o . Logo: - As ligações
e são polares com polo negativo no e polo parcial positivo no . - As ligações
são polares com polo negativo no e polo parcial positivo no .
- As ligações
- Intensidade relativa:
tende a ser bastante polar (diferença ), também é polar (diferença ); 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
em : 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 → geometria eletrônica tetraédrica e, sem pares isolados, a geometria molecular ao redor de é também tetraédrica (ângulos próximos de ideais, embora pequenas distorções existam por diferenças entre =O e –O–H). - Geometrias locais: cada oxigênio do grupo
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 típico de 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
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 tem geometria tetraédrica (hibridização aproximada ) 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
os quatro substituintes do S não são todos iguais: há duas oxigênios e duas . 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 contribuem com dipolos adicionais nos oxigênios. O resultado real é que a molécula tem momento dipolar não nulo — ou seja, 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:
central com duas ligacões duplas a dois e duas ligações simples a dois que carregam cada um um . Em fórmula estrutural abreviada:
(mais explícito:
, entendendo que os dois
são duplas e os dois
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
e
.
Polaridade das ligações: todas as ligações ,
e
são polares (os dipolos apontam para o
).
Polaridade da molécula: a molécula é polar (momento dipolar total não nulo).
Geometria molecular (ao redor do S): tetraédrica (geometria eletrônica tetraédrica; ângulos próximos de , 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 ); forma canônica:
(todas as cargas formais iguais a zero).
Polaridade das ligações: todas as ligações
Polaridade da molécula: a molécula
Geometria molecular (ao redor do S): tetraédrica (geometria eletrônica tetraédrica; ângulos próximos de
Estrutura de Lewis: S central com duas ligações duplas a dois O e duas ligações simples a dois O ligados a H (duas unidades