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 \mathrm{SI_6} estável), enquanto existe o hexafluoreto de enxofre ( \mathrm{SF_6}). 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 \mathrm{SF_6} existe mas \mathrm{SI_6} não.

Passo 2

Conceito 1 — eletronegatividade e poder oxidante (o que significam).
  • Eletronegatividade \chi é uma medida da tendência de um átomo em atrair elétrons quando forma ligações químicas. Ex.: \chi(F)=3{,}98 (muito alta) e \chi(S)\approx2{,}58, \chi(I)\approx2{,}66 (valores aproximados na escala de Pauling).
  • Poder oxidante de um elemento (ou de uma molécula como F_2 ou I_2) 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 \mathrm{SF_6} o enxofre fica no estado de oxidação +6. Para que isso ocorra, o agente halogênio (o X_2) 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 \mathrm{SX_6} envolve duas coisas energeticamente importantes:
    1. Energia gasta para oxidar o enxofre até +6.
    2. Energia ganha ao formar seis ligações S–X.
  • 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 \mathrm{SF_6}, 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 +6. Assim, a energia total favorece a existência de \mathrm{SF_6}.

Passo 4

Por que S–I não dá certo: argumento de sobreposição orbital e tamanho atômico.
  • O flúor tem orbitais 2p 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 5p 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 \chi(\mathrm{I}) é próxima de \chi(\mathrm{S}), o iodo não tende a retirar muitos elétrons do enxofre: as ligações ficam mais covalentes e não há grande estabilização do estado +6 do enxofre.
  • Além disso, o par I_2 como oxidante é fraco comparado a F_2. Em termos qualitativos, a redução F_2 + 2e^- \to 2F^- libera muita energia; a redução I_2 + 2e^- \to 2I^- libera bem menos. Logo, iodo molecular não fornece “força oxidante” suficiente para levar S a +6.

Passo 6

Energia e termodinâmica resumida (por que \mathrm{SI_6} seria desfavorável).
  • Energia requerida para oxidar S até +6 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 \mathrm{SI_6}. 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 I_2 ou I^-).
  • Em química prática, compostos análogos aos hexafluoretos (como \mathrm{SeF_6}, \mathrm{TeF_6}) 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).
  • \mathrm{SF_6} existe e é muito estável: por causa de ligações S–F fortes e do grande poder oxidante do flúor.
  • Compostos como \mathrm{SCl_6}, \mathrm{SBr_6}, \mathrm{SI_6} 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 +6 \mathrm{SF_6} estável.
  • Iodo: grande, pouco eletronegativo (próximo de S) e fraco oxidante → não consegue oxidar e estabilizar S em +6; ligações S–I são frouxas e estéricas → \mathrm{SI_6} 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 +6: \chi(I) é próxima de \chi(S) e I_2 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 \mathrm{SI_6}; em contraste, o flúor é muito eletronegativo e pequeno, forma ligações S–F fortes e estabiliza \mathrm{SF_6}.

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