\mathrm{SF}_{4} e \mathrm{SF}_{6} são conhecidos, mas \mathrm{OF}_{4} e \mathrm{OF}_{6} não são. Por quê?

Passo 1

O enunciado aponta que as moléculas \mathrm{SF}_4 e \mathrm{SF}_6 são conhecidas (existem isoladas), enquanto \mathrm{OF}_4 e \mathrm{OF}_6 não existem.
Informações relevantes dadas (explicitadas):
  • As fórmulas dos compostos: \mathrm{SF}_4,\\ \mathrm{SF}_6,\\ \mathrm{OF}_4,\\ \mathrm{OF}_6.
  • Sabemos experimentalmente que \mathrm{SF}_4 e \mathrm{SF}_6 existem; \mathrm{OF}_4 e \mathrm{OF}_6 não.
  • Não há figura nem outras condições: o problema é perguntar o porquê dessa diferença de existência.

Passo 2

Primeiro, conceitos que vamos usar — explicados de maneira didática e sem pular etapas.
  1. Estado de oxidação (ideia rápida)
  • É uma forma de contabilizar elétrons em ligações assumindo que ligações heteronucleares atribuem os elétrons ao átomo mais eletronegativo.
  • Ex.: como o flúor é o mais eletronegativo, em qualquer composto com flúor o estado de oxidação de \mathrm{F} é sempre -1.
  1. Regra do octeto (intuição)
  • Muitos elementos da segunda linha da tabela (C, N, O, F) tendem a ter no máximo 8 elétrons na sua camada de valência (quatro pares/ligantes).
  • Elementos de linhas mais baixas (terceira, quarta …) frequentemente formam mais do que 8 elétrons ao redor (chamamos isso de “octeto expandido” ou hipervalência).
  1. Disponibilidade de orbitais e tamanho atômico (por que importa)
  • Átomos maiores (ex.: S, P, Cl) têm orbitais adicionais (como 3d no caso clássico) e camada de valência mais “espalhada”, o que facilita acomodar mais ligações/pares eletrônicos e estabilizar estados de oxidação mais altos.
  • Átomos pequenos (ex.: O) têm camada de valência compacta, sem orbitais adicionais energeticamente acessíveis para acomodar mais elétrons confortavelmente.

Passo 3

Aplicando os conceitos: estados de oxidação nos compostos dados.
  • Em \mathrm{SF}_6: seja x o estado de oxidação de S. Como cada \mathrm{F} é -1,
x + 6(-1) = 0 \Rightarrow x = +6.
Logo, em \mathrm{SF}_6 o enxofre está em +6.
  • Em \mathrm{SF}_4: seja x o estado de oxidação de S.
x + 4(-1) = 0 \Rightarrow x = +4.
Logo, em \mathrm{SF}_4 o enxofre está em +4.
  • Em \mathrm{OF}_2 (exemplo real que existe): seja x o estado de oxidação do oxigênio.
x + 2(-1) = 0 \Rightarrow x = +2.
Portanto, quando o oxigênio está ligado a flúor (o único mais eletronegativo), o máximo observado experimentalmente é +2 (ex.: \mathrm{OF}_2 existe).
Esses cálculos mostram que para formar \mathrm{OF}_4 ou \mathrm{OF}_6 o oxigênio teria de assumir estados de oxidação bem mais altos: em \mathrm{OF}_4 seria +4 e em \mathrm{OF}_6 seria +6.

Passo 4

Por que enxofre pode, mas oxigênio não? (explicação detalhada)
  1. Capacidade de expandir o octeto
  • S enxofre (período 3) acomoda 10 elétrons em \mathrm{SF}_4 e 12 elétrons em \mathrm{SF}_6 ao redor do átomo central; isso é compatível com sua energia e tamanho. Ex.: em \mathrm{SF}_6 o enxofre fica octaedral com 6 ligações (do ponto de vista clássico: camada de valência efetivamente “expandida”).
  • O oxigênio (período 2) não tem orbitais disponíveis de baixa energia além de 2s e 2p, logo é muito difícil/ineficiente acomodar mais do que 8 elétrons ao seu redor. Assim, estruturas com 6 ligações ao oxigênio (como \mathrm{OF}_6) implicariam claramente em violar a capacidade eletrônica estável do átomo pequeno.
  1. Energia e estabilidade dos altos estados de oxidação
  • Para que \mathrm{OF}_4 existisse, o oxigênio teria de estar em estado de oxidação +4; para \mathrm{OF}_6, +6. Essas cargas positivas muito altas em um átomo tão pequeno geram densidade de carga muito grande e forte instabilidade eletrostática: é energeticamente muito desfavorável retirar tantos elétrons de um átomo pequeno e concentrar carga positiva ali.
  • Fluoretação até \mathrm{O}^{+2} (isto é, \mathrm{OF}_2) é possível porque a energia envolvida na formação das ligações compensa parcialmente a oxidação; ir além disso (a +4 ou +6) exigiria energia muito alta e não resulta em espécies isoláveis.
  1. Visão por cargas formais vs. ligações covalentes
  • Mesmo que tentemos desenhar estruturas de Lewis para \mathrm{OF}_4 com 4 ligações simples O–F, o oxigênio teria uma carga formal/estado efetivo muito positivo e a molécula seria altamente instável; além disso, a soma dos conceitos de ligação covalente e eletronegatividade não favorece tal arranjo para o oxigênio.

Passo 5

Comparações e exemplos que reforçam a ideia (para memorizar bem)
  • Elementos do terceiro período ou abaixo frequentemente formam compostos hipervalentes com flúor: exemplos reais: \mathrm{PCl}_5, \mathrm{SF}_4, \mathrm{SF}_6, \mathrm{ClF}_3 etc. Esses átomos são maiores e podem acomodar mais pares ligantes/maior estado de oxidação.
  • Elementos do segundo período não formam os análogos hipervalentes: não existe \mathrm{NF}_5, não existe \mathrm{OF}_4 nem \mathrm{OF}_6; existe \mathrm{OF}_2 (o menor estado positivo para O ligado a F).
  • Regra prática para prova: se o átomo central é do segundo período (C, N, O, F), não espere compostos com mais de 8 elétrons ao redor; se é do terceiro período ou abaixo (P, S, Cl,…) isso pode ocorrer.

Passo 6

Resumo físico-químico direto e intuitivo (como lembrar na hora da prova)
  • Flúor sempre -1. Para encaixar 4 ou 6 átomos de flúor ao redor de um átomo X, X teria de estar em estado de oxidação +4 ou +6.
  • Se X = enxofre (S, período 3) isso é viável: \mathrm{SF}_4 (S em +4) e \mathrm{SF}_6 (S em +6) são estáveis.
  • Se X = oxigênio (O, período 2) isso não é viável: O não consegue estabilizar estados tão altos (além de +2 quando ligado a F), e não tem orbitais/espalhamento de carga suficientes para hipervalência; portanto \mathrm{OF}_4 e \mathrm{OF}_6 não existem.

Resposta

Porque o enxofre ( \mathrm{S}, período 3) pode expandir o octeto e atingir estados de oxidação +4 e +6 (permitindo \mathrm{SF}_4 e \mathrm{SF}_6), enquanto o oxigênio ( \mathrm{O}, período 2) não consegue estabilizar estados de oxidação tão altos nem expandir o octeto (seu máximo prático ligado ao flúor é +2, como em \mathrm{OF}_2), logo \mathrm{OF}_4 e \mathrm{OF}_6 são energeticamente inviáveis.

Exercícios relacionados