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{SO}_{3}

Passo 1

O enunciado pede, para a molécula \mathrm{SO}_3, que eu indique:
  • o tipo de ligação (iônica, covalente, etc.);
  • a polaridade da ligação (se as ligações \mathrm{S}\!-\!\mathrm{O} são polares ou não);
  • a polaridade da molécula (se \mathrm{SO}_3 tem momento dipolar resultante diferente de zero ou não);
  • a geometria molecular (arranjo dos átomos e ângulos de ligação);
  • a estrutura de Lewis (distribuição de elétrons, ligações e pares isolados).
Informações relevantes fornecidas implicitamente: a fórmula molecular é \mathrm{SO}_3. Não há outras informações numéricas no enunciado.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência — primeiro passo para a estrutura de Lewis (vou explicar bem devagar).
  • Regra: cada átomo contribui com seus elétrons de valência. Soma total = número de elétrons disponíveis para formar ligações e pares isolados.
  • Para \mathrm{S}: enxofre tem 6 elétrons de valência.
  • Para cada \mathrm{O}: oxigênio tem 6 elétrons de valência; há três oxigênios, então juntos dão 3\times6=18.
  • Total de elétrons de valência:
6 + 18 = 24.
Esses 24 elétrons (ou 12 pares) serão distribuídos entre ligações e pares isolados.

Passo 3

Montando a esqueleto e preenchendo pares isolados (passo-a-passo da construção da estrutura de Lewis).
  • Escolhe-se o átomo menos eletronegativo como central: \mathrm{S} fica no centro e os três \mathrm{O} nas pontas.
  • Primeiro, ligar \mathrm{S} a cada \mathrm{O} com uma ligação simples. Cada ligação simples consome 2 elétrons; três ligações simples usam 6 elétrons (ou 3 pares). Sobraram:
24 - 6 = 18 \text{ elétrons} \quad(\text{ou }9\text{ pares}).é
  • Distribuir os 9 pares remanescentes aos átomos terminais (oxigênios) para completar octetos: cada \mathrm{O} precisa de 3 pares (6 elétrons) além da ligação simples para completar seu octeto. Três oxigênios demandam 3\times3=9 pares — exatamente os pares disponíveis. Assim, com ligações simples cada \mathrm{O} teria três pares isolados e estaria com octeto completo; \mathrm{S} ficaria com apenas os 3 pares de ligação (seis elétrons) ao seu redor.

Passo 4

Cálculo das cargas formais para avaliar se a estrutura com ligações simples é a melhor (aqui ensino o conceito de carga formal).
  • Fórmula da carga formal:
\text{CF} = V - N - \frac{B}{2},
onde \text{CF} é a carga formal, V é o número de elétrons de valência do átomo isolado, N é o número de elétrons não-ligantes atribuídos a esse átomo na estrutura, e B é o número de elétrons compartilhados (em ligações) ao redor do átomo.
  • No caso da estrutura com três ligações simples:
    • Para cada \mathrm{O}: V=6, N=6 (três pares isolados), B=2 (uma ligação simples). Logo
    \text{CF}_O = 6 - 6 - \frac{2}{2} = -1.
    • Para \mathrm{S}: V=6, N=0 (nenhum par isolado no enxofre nessa montagem), B=6 (três ligações simples correspondem a 6 elétrons compartilhados). Logo
    \text{CF}_S = 6 - 0 - \frac{6}{2} = +3.
    • Soma das cargas formais: 3\times(-1) + (+3) = 0, o que é consistente com molécula neutra, mas as cargas formais individuais são relativamente altas ( +3 no enxofre), o que indica que essa estrutura não é a mais favorável energeticamente.

Passo 5

Melhorando a estrutura: uso de ligações duplas e possibilidade de expansão do octeto (por que o enxofre pode ter mais de 8 elétrons).
  • Enxofre é elemento do terceiro período; ele pode usar orbitais d para maior capacidade de ligação (ou, visto por outra perspectiva mais moderna, existe delocalização de elétrons que leva a ligações com caráter parcial de dupla). Na construção de Lewis clássica, é permitido colocar mais elétrons em torno do \mathrm{S} (expansão do octeto) se isso reduzir cargas formais.
  • Se cada \mathrm{O} for ligado ao \mathrm{S} por uma ligação dupla ( \mathrm{S}=\mathrm{O}), vamos recontar:
    • Cada ligação dupla consome 4 elétrons; três ligações duplas consomem 12 elétrons.
    • Os oxigênios em cada ligação dupla ficam com dois pares isolados (4 elétrons) cada.
    • Soma: 12 (ligações duplas) + 3\times 4 = 12 (pares isolados nos três \mathrm{O}) =24 elétrons totais — encaixa perfeitamente.
  • Cálculo das cargas formais nessa configuração:
    • Para cada \mathrm{O}: V=6, N=4 (dois pares isolados), B=4 (uma ligação dupla tem 4 elétrons). Então
    \text{CF}_O = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 0.
    • Para \mathrm{S}: V=6, N=0, B=12 (três ligações duplas têm 12 elétrons), então
    \text{CF}_S = 6 - 0 - \frac{12}{2} = 0.
  • Conclusão: com três ligações duplas, todas as cargas formais são zero — essa é uma estrutura de Lewis muito favorável. Portanto a estrutura de Lewis majoritária representativa é com \mathrm{S} no centro e três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O}, cada oxigênio com dois pares isolados, e o enxofre sem pares isolados.

Passo 6

Geometria molecular e VSEPR — por que \mathrm{SO}_3 é trigonal planar com ângulos de 120^\circ.
  • Regra VSEPR (explicação rápida): os domínios eletrônicos ao redor do átomo central (ligações simples, duplas, triplas e pares isolados) se organizam de modo a minimizar repulsões. Domínios de ligação contam como regiões de densidade eletrônica.
  • No caso obtido, \mathrm{S} tem três regiões de densidade (três ligações \mathrm{S}=\mathrm{O}) e nenhum par isolado. Isso corresponde ao tipo AX_3 (três átomos ligados, zero pares isolados no central).
  • Para AX_3 sem pares isolados, a geometria eletrônica e molecular é trigonal planar, com ângulos de ligação iguais a 120^\circ.
  • Hybridização (uma maneira útil de raciocinar sobre orbitais sigma): três regiões de ligação ao redor do \mathrm{S} indicam hibridação aproximada \mathrm{sp}^2 no enxofre (um orbital s + dois orbitais p misturados para formar três orbitais \mathrm{sp}^2 orientados em 120^\circ). Os orbitais p remanescentes podem participar de ligações \pi ou de delocalização.

Passo 7

Polaridade das ligações e da molécula — como decidir e calcular intuitivamente.
  • Para a polaridade de uma ligação usa-se a diferença de eletronegatividade \Delta\chi. Regra prática (valores aproximados de Pauling):
    • \Delta\chi \lesssim 0,4 → ligação aproximadamente não polar covalente;
    • 0,4 \lesssim \Delta\chi \lesssim 1,7 → ligação polar covalente;
    • \Delta\chi \gtrsim 1,7 → ligação com caráter iônico significativo.
  • Valores (típicos): \chi_O \approx 3,44, \chi_S \approx 2,58. Então
\Delta\chi = \chi_O - \chi_S = 3,44 - 2,58 = 0,86.
  • Interpretação: \Delta\chi \approx 0,86 entra na faixa de ligação polar covalente. Logo cada ligação \mathrm{S}\!-\!\mathrm{O} tem caráter polar covalente (o oxigênio puxa os elétrons com mais força, ficando parcialmente negativo).
  • Polaridade da molécula: apesar das ligações serem polares, a geometria trigonal planar é simétrica — os vetores momento de dipolo das três ligações, iguais em magnitude e separados por 120^\circ, somam vetorialmente a zero. Logo o momento dipolar resultante da molécula é \vec{\mu}_{\text{total}} = 0.
  • Conclusão: \mathrm{SO}_3 é uma molécula globalmente apolar (dipolo molecular nulo), embora cada ligação \mathrm{S}\!-\!\mathrm{O} seja polar covalente.

Passo 8

Resumo da estrutura de Lewis e observações finais (linguagem prática para a prova).
  • A forma de Lewis recomendada: centro \mathrm{S} ligado aos três \mathrm{O} por ligações duplas. Cada oxigênio possui dois pares isolados; o enxofre não possui par isolado. Todas as cargas formais são zero.
  • Desenho conceitual (descrição em palavras e em TeX): três ligações duplas simétricas \mathrm{S}=\mathrm{O}; cada \mathrm{O} com dois pares de elétrons não-ligantes. Em notação descritiva:
\text{Estrutura de Lewis (esquemática): cada O: } \mathrm{:O:}=\mathrm{S}=\mathrm{:O:} \quad\text{(terceiro O ligado por dupla formando triângulo planar).}áâ
  • Geometria: trigonal planar, ângulos \approx 120^\circ, hibridização aproximada \mathrm{sp}^2 no enxofre.
  • Tipo de ligação: covalente (polar covalente nas ligações \mathrm{S}\!-\!\mathrm{O}).
  • Polaridade da molécula: apolar (momentos de ligação cancelam-se).

Resposta

Tipo de ligação: covalente (ligação polar covalente entre \mathrm{S} e \mathrm{O}).
Polaridade da ligação: polar covalente ( \Delta\chi \approx 0,86).
Polaridade da molécula: apolar (momento dipolar resultante \vec{\mu}=0).
Geometria molecular: trigonal planar (ângulos \approx 120^\circ; hibridização \mathrm{sp}^2 no S).
Estrutura de Lewis: \mathrm{S} no centro com três ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O}; cada \mathrm{O} com dois pares isolados; cargas formais todas iguais a zero.

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