3- (1,0 ponto) O mais alto fluoreto de enxofre é o hexafluoreto de enxofre. Sugira uma explicação para não existência do hexaiodeto de enxofre.
O iodo é um elemento pouco eletronegativo e segundo a escala de Pauling, tem eletronegatividade próxima do enxofre. Logo, o iodo não tende a oxidar o enxofre ao seu maior Nox. Enquanto que o flúor é o elemento mais eletronegativo e oxidante da tabela periódica, por este motivo oxida o enxofre ao seu maior Nox.
Passo 1
O enunciado pede uma explicação para a não existência do hexaiodeto de enxofre (isto é, por que não há um composto
estável), enquanto existe o hexafluoreto de enxofre (
). As informações dadas que vou usar (peguei estes dados do enunciado / conhecimento conhecido): a eletronegatividade de Pauling do iodo é próxima da do enxofre; o flúor é o elemento mais eletronegativo e um forte agente oxidante. O que preciso responder: listar e explicar, passo a passo e de forma didática, por que
existe mas
não.
Passo 2
Conceito 1 — eletronegatividade e poder oxidante (o que significam).
- Eletronegatividade
é uma medida da tendência de um átomo em atrair elétrons quando forma ligações químicas. Ex.: (muito alta) e , (valores aproximados na escala de Pauling). - Poder oxidante de um elemento (ou de uma molécula como
ou ) está relacionado à sua capacidade de retirar elétrons de outro átomo: quanto mais forte o oxidante, mais fácil ele deixa o outro elemento em um estado de oxidação alto. - O que importa aqui: para formar
o enxofre fica no estado de oxidação . Para que isso ocorra, o agente halogênio (o ) precisa ser capaz de oxidar o enxofre até esse nível. O flúor é forte o suficiente; o iodo não.
Passo 3
Conceito 2 — termo “estabilidade” vem da termodinâmica das ligações.
- Formar
envolve duas coisas energeticamente importantes: - Energia gasta para oxidar o enxofre até
. - Energia ganha ao formar seis ligações S–X.
- Energia gasta para oxidar o enxofre até
- O composto será estável se a energia liberada pelas ligações S–X compensar (e superar) a energia gasta para oxidar o enxofre e outras penalidades (entropia, energia de reorganização, etc.).
- No caso de
, as seis ligações S–F são fortes (fluoreto forma ligações S–F muito energéticas) e o flúor, por ser altamente eletronegativo e pequeno, estabiliza fortemente o enxofre em . Assim, a energia total favorece a existência de .
Passo 4
Por que S–I não dá certo: argumento de sobreposição orbital e tamanho atômico.
- O flúor tem orbitais
compactos que fazem boa sobreposição com os orbitais do enxofre (3p/3s/3d, na descrição qualitativa), resultando em ligações fortes sigma S–F. - O iodo usa orbitais
muito maiores e mais difusos. A sobreposição com os orbitais do enxofre é ruim, então cada ligação S–I fica mais fraca que uma S–F. - Colocar seis átomos grandes de iodo em volta de um átomo pequeno como o enxofre causa grande aproximação espacial e atrito estérico — as lobulações dos grandes átomos se chocam e as ligações ficam ainda menos favoráveis. Em suma: fraca sobreposição + efeito estérico = S–I fracas e pouco estáveis.
Passo 5
Por que a eletronegatividade parecida S ↔ I é um problema (explicando o comentário do enunciado).
- Se
é próxima de , o iodo não tende a retirar muitos elétrons do enxofre: as ligações ficam mais covalentes e não há grande estabilização do estado do enxofre. - Além disso, o par
como oxidante é fraco comparado a . Em termos qualitativos, a redução libera muita energia; a redução libera bem menos. Logo, iodo molecular não fornece “força oxidante” suficiente para levar S a .
Passo 6
Energia e termodinâmica resumida (por que
seria desfavorável).
- Energia requerida para oxidar S até
é alta. - Energia de ligação S–I é baixa (pobre sobreposição orbital e ligações longas fracas).
- Resultado: a soma das energias não favorece a formação de
. O processo seria endotérmico ou, na melhor das hipóteses, termodinamicamente praticamente neutro mas cineticamente instável, decompondo-se em produtos mais estáveis (ex.: S em estados de oxidação menores e ou ). - Em química prática, compostos análogos aos hexafluoretos (como
, ) aparecem para halogênios muito eletronegativos e/ou pequenos; já para halogênios pesados e pouco eletronegativos (Br, I) os hexahidretos não existem ou são instáveis.
Passo 7
Exemplos comparativos que ajudam a fixar a ideia (aprender a aplicar na prova).
-
existe e é muito estável: por causa de ligações S–F fortes e do grande poder oxidante do flúor. - Compostos como
, , não são conhecidos como espécies isoláveis estáveis. Em particular, SCl4 e SCl2 existem ou existem apenas como espécies instáveis/complexas; SCl6 não é estável isoladamente. - Regra prática para provas: halogenetos de alto estado de oxidação (hexahalogenetos) são possíveis para halogênios pequenos e fortemente eletronegativos (fluor); para halogênios grandes e menos eletronegativos (iodo) a formação de estados de oxidação muito altos no elemento central é energeticamente desfavorável.
Passo 8
Resumo em linguagem direta (para decorar e usar na prova)
- Flúor: pequeno, muito eletronegativo, forte oxidante → forma ligações S–F fortes e estabiliza S em
→ estável. - Iodo: grande, pouco eletronegativo (próximo de S) e fraco oxidante → não consegue oxidar e estabilizar S em
; ligações S–I são frouxas e estéricas → não é estável (não existe isoladamente).
Resposta
Porque o iodo não é forte nem pequeno o suficiente para oxidar e estabilizar o enxofre no estado de oxidação
:
é próxima de
e
é um oxidante fraco, as ligações S–I seriam fracas devido a má sobreposição orbital e grande tamanho do iodo (problemas estéricos), e a energia total não favorece a formação de
; em contraste, o flúor é muito eletronegativo e pequeno, forma ligações S–F fortes e estabiliza
.