Mostrar as possíveis estruturas de Lewis das seguintes moléculas: (b) \mathrm{SOCl}_{2} Em todas elas a expansão do octeto é possível, explicar se estas estruturas são mais estáveis comparadas com estrutura de regra de octeto.

Passo 1

O enunciado pede: mostrar as possíveis estruturas de Lewis para a molécula \mathrm{SOCl}_2 e, considerando que a expansão do octeto é possível, explicar se essas estruturas (com octeto expandido) são mais estáveis do que estruturas que obedecem estritamente a regra do octeto.\n
Informações dadas ou implícitas: \mathrm{SOCl}_2 é uma molécula neutra contendo um átomo de enxofre, um de oxigênio e dois de cloro. Não há figura adicional. Devemos apresentar as estruturas de Lewis possíveis e comparar estabilidade entre a estrutura que envolve expansão de octeto no enxofre e a(s) estrutura(s) que atendem a octeto estrito.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo fundamental para qualquer estrutura de Lewis). Eu explico como fazer: some os elétrons de valência de cada átomo (cada número é colocado em TeX).\n
\text{Elétrons totais} = 6(\text{S}) + 6(\text{O}) + 2\times7(\text{Cl}) = 6 + 6 + 14 = 26.é
Portanto temos \,26 elétrons de valência para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Esqueleto da molécula (como os átomos se conectam). Normalmente o átomo menos eletronegativo e capaz de fazer mais ligações fica no centro. Aqui o enxofre ( \mathrm{S}) fica central, ligado ao oxigênio ( \mathrm{O}) e aos dois cloros ( \mathrm{Cl}). Esqueleto: \mathrm{Cl}-\mathrm{S}-\mathrm{Cl} com \mathrm{O} ligado também a \mathrm{S} (isto é, \mathrm{Cl}-\mathrm{S}(–\mathrm{O})-\mathrm{Cl}).

Passo 4

Colocar ligações simples primeiro e distribuir pares solitários nos átomos externos (regra prática). Cada ligação usa \,2 elétrons. Com três ligações simples ( \mathrm{S\!-\!O} e duas \mathrm{S\!-\!Cl}) usamos 3\times2 = 6 elétrons. Restam
26 - 6 = 20\\ \text{elétrons}é
para distribuir como pares livres. Preenchendo primeiro os átomos externos ( \mathrm{O} e os dois \mathrm{Cl}) até completar seus octetos:
  • Cada \mathrm{Cl} precisa de 3 pares (6 elétrons) além da ligação, então dois \mathrm{Cl} consomem 2\times6 = 12 elétrons.
  • O \mathrm{O}, se ficar com ligação simples, precisa de 3 pares (6 elétrons).
Após isso usado 12 + 6 = 18 elétrons nos externos; sobrariam 20 - 18 = 2 elétrons para o átomo central ( \mathrm{S}), que serão um par não ligante em \mathrm{S}.

Passo 5

Agora vamos ver se todos têm octeto e quais formal charges surgem: primeiro explico a fórmula de carga formal (útil para comparar estruturas):
\text{carga formal} = V - \bigl(N + \tfrac{1}{2}B\bigr),
onde V é o número de elétrons de valência do átomo isolado, N é o número de elétrons não ligantes no átomo na estrutura, e B é o número de elétrons envolvidos em ligações ao redor desse átomo (contados todos, não só os que pertencem ao átomo).
Usando a estrutura com todas ligações simples (descrita no Passo 4): para \mathrm{S} temos V=6, N=2 (um par), B=6 (três ligações simples = 6 elétrons):
\text{carga formal}(\mathrm{S}) = 6 - (2 + \tfrac{1}{2}\cdot6) = 6 - (2 + 3) = +1.
Para \mathrm{O}: V=6, N=6, B=2:
\text{carga formal}(\mathrm{O}) = 6 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot2) = 6 - (6 + 1) = -1.
Para cada \mathrm{Cl}: V=7, N=6, B=2:
\text{carga formal}(\mathrm{Cl}) = 7 - (6 + 1) = 0.
Portanto a estrutura com todas ligações simples dá cargas formais: \mathrm{S} com +1, \mathrm{O} com -1, \mathrm{Cl} neutros. Essa é uma estrutura válida (todos têm octeto), mas tem cargas formais.

Passo 6

Melhorando a estabilidade: procurar reduzir cargas formais movendo elétrons de \mathrm{O} para fazer uma ligação dupla com \mathrm{S}. Se formarmos uma ligação dupla \mathrm{S}=\mathrm{O} (mantendo \mathrm{S} ligado por ligações simples aos dois \mathrm{Cl}), recomputamos pares livres e cargas formais. Nesta configuração, após formar \mathrm{S}=\mathrm{O} teremos usado os mesmos 26 elétrons, mas a distribuição será: \mathrm{O} com dois pares solitários (4 elétrons), cada \mathrm{Cl} com 3 pares, e \mathrm{S} com um par solitário restante. Note que agora o número de elétrons ao redor de \mathrm{S} é 4 (da dupla) + 2\times2 (das duas simples) + 2 (par lone) = 10 elétrons — isto é, \mathrm{S} tem octeto expandido (10 elétrons).

Passo 7

Calcular cargas formais na estrutura com \mathrm{S}=\mathrm{O} (a mais comumente usada / principal):\n
Para \mathrm{S}: V=6, N=2 (um par), B=8 (dupla S–O = 4 elétrons + duas S–Cl simples = 4 elétrons; B=8):
\text{carga formal}(\mathrm{S}) = 6 - (2 + \tfrac{1}{2}\cdot8) = 6 - (2 + 4) = 0.
Para \mathrm{O}: V=6, N=4, B=4:
\text{carga formal}(\mathrm{O}) = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot4) = 6 - (4 + 2) = 0.
Para cada \mathrm{Cl}: continua 0 como antes. Portanto todas as cargas formais são 0 nessa estrutura com ligação dupla \mathrm{S}=\mathrm{O}.

Passo 8

Interpretação e comparação de estabilidade (parte didática importante). Regras práticas para avaliar estabilidade de estruturas de Lewis:
  • Estruturas com menores magnitudes de cargas formais são geralmente mais estáveis.
  • Se houver carga negativa, é preferível colocá-la no átomo mais eletronegativo.
  • Se uma estrutura tem todas cargas formais zero, normalmente ela é a mais importante/estável.
Aplicando isso aqui: a estrutura com \mathrm{S}=\mathrm{O} tem todas cargas formais zero — portanto é muito mais estável que a alternativa que obedece estritamente o octeto no enxofre (todas ligações simples), a qual apresenta \mathrm{S}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}. Além disso, colocar carga negativa no oxigênio (mais eletronegativo que enxofre) seria aceitável, mas a ausência total de cargas em \mathrm{S}=\mathrm{O} ainda a favorece.
Sobre a possibilidade de expansão do octeto: enxofre está no terceiro período, então é possível acomodar mais de oito elétrons ao redor dele (tradicionalmente explicado porque há orbitais 3d disponíveis). No contexto de Lewis, isso permite a formação da dupla \mathrm{S}=\mathrm{O} que leva a cargas formais nulas. Observação moderna (curta): a explicação eletrônica pode ser mais sofisticada do que simplesmente ocupar d-orbitais, mas para um exame de graduação a justificativa prática “átomos a partir do período 3 podem expandir o octeto” é aceita.

Passo 9

Possíveis estruturas de Lewis (resumo prático, o que você deve desenhar na prova):\n
  1. Estrutura principal (mais estável / maior contribuição): \mathrm{S} central com uma ligação dupla para \mathrm{O}, ligações simples para os dois \mathrm{Cl}, e um par de elétrons isolado em \mathrm{S}. Todas as cargas formais são 0. Aqui o enxofre tem 10 elétrons ao redor (octeto expandido).\n
  2. Estrutura alternativa (respeita octeto em \mathrm{S}): todas ligações simples ( \mathrm{S\!-\!O} e duas \mathrm{S\!-\!Cl}), com S possuindo um par isolado a mais (octeto estrito). Essa forma coloca cargas formais \mathrm{S}^{+1} e \mathrm{O}^{-1} — é um contribuidor menos importante (menor estabilidade) que a estrutura com dupla \mathrm{S}=\mathrm{O}.

Passo 10

Dica rápida de prova (prática e motivadora): desenhe primeiro o esqueleto, conte elétrons, coloque pares nos externos, calcule cargas formais com a fórmula que dei, e escolha a estrutura com menores cargas formais. Se houver discrepância entre octeto estrito e estruturas com carga menor, prefira a estrutura com menores cargas formais (se apropriado justificar expansão do octeto para átomos do 3º período).

Resposta

Estrutura principal: \mathrm{S} com ligação dupla a \mathrm{O}, ligações simples aos dois \mathrm{Cl}, e um par isolado em \mathrm{S}; cargas formais todas 0 (S com octeto expandido, 10 elétrons ao redor).
Estrutura alternativa (octeto estrito): todas ligações simples ( \mathrm{S\!-\!O}, \mathrm{S\!-\!Cl}), que dá \mathrm{S}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}; é menos estável que a estrutura com \mathrm{S}=\mathrm{O}.

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