e
são conhecidos, mas
e
não são. Por quê?
Passo 1
O enunciado aponta que as moléculas
e
são conhecidas (existem isoladas), enquanto
e
não existem.
Informações relevantes dadas (explicitadas):
Informações relevantes dadas (explicitadas):
- As fórmulas dos compostos:
. - Sabemos experimentalmente que
e existem; e 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.
- 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
é sempre .
- 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).
- Disponibilidade de orbitais e tamanho atômico (por que importa)
- Átomos maiores (ex.: S, P, Cl) têm orbitais adicionais (como
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
: seja o estado de oxidação de . Como cada é ,
Logo, em
o enxofre está em
.
- Em
: seja o estado de oxidação de .
Logo, em
o enxofre está em
.
- Em
(exemplo real que existe): seja o estado de oxidação do oxigênio.
Portanto, quando o oxigênio está ligado a flúor (o único mais eletronegativo), o máximo observado experimentalmente é
(ex.:
existe).
Esses cálculos mostram que para formar
ou
o oxigênio teria de assumir estados de oxidação bem mais altos: em
seria
e em
seria
.
Passo 4
Por que enxofre pode, mas oxigênio não? (explicação detalhada)
- Capacidade de expandir o octeto
- S enxofre (período 3) acomoda 10 elétrons em
e 12 elétrons em ao redor do átomo central; isso é compatível com sua energia e tamanho. Ex.: em 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
e , logo é muito difícil/ineficiente acomodar mais do que 8 elétrons ao seu redor. Assim, estruturas com 6 ligações ao oxigênio (como ) implicariam claramente em violar a capacidade eletrônica estável do átomo pequeno.
- Energia e estabilidade dos altos estados de oxidação
- Para que
existisse, o oxigênio teria de estar em estado de oxidação ; para , . 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
(isto é, ) é possível porque a energia envolvida na formação das ligações compensa parcialmente a oxidação; ir além disso (a ou ) exigiria energia muito alta e não resulta em espécies isoláveis.
- Visão por cargas formais vs. ligações covalentes
- Mesmo que tentemos desenhar estruturas de Lewis para
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:
, , , 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
, não existe nem ; existe (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
. Para encaixar 4 ou 6 átomos de flúor ao redor de um átomo X, X teria de estar em estado de oxidação ou . - Se
= enxofre (S, período 3) isso é viável: (S em ) e (S em ) são estáveis. - Se
= oxigênio (O, período 2) isso não é viável: O não consegue estabilizar estados tão altos (além de quando ligado a F), e não tem orbitais/espalhamento de carga suficientes para hipervalência; portanto e não existem.
Resposta
Porque o enxofre (
, período 3) pode expandir o octeto e atingir estados de oxidação
e
(permitindo
e
), enquanto o oxigênio (
, período 2) não consegue estabilizar estados de oxidação tão altos nem expandir o octeto (seu máximo prático ligado ao flúor é
, como em
), logo
e
são energeticamente inviáveis.