Questão 9. Forneça todas as estruturas de Lewis razoáveis para as moléculas e íons a seguir. Em caso de existir mais de uma estrutura de ressonância, indique a dominante.
\mathrm{SF}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: “Forneça todas as estruturas de Lewis razoáveis para \mathrm{SF}_2. Em caso de existir mais de uma estrutura de ressonância, indique a dominante.”\n
Informações relevantes dadas/implícitas:\n
  • A espécie é a molécula neutra \mathrm{SF}_2.\n
  • Precisamos listar todas as estruturas de Lewis razoáveis (incluindo, se existirem, estruturas de ressonância) e dizer qual é a dominante.\n
    Não vou resolver nada aqui ainda — só organizei o que o problema pede e os dados disponíveis.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (fundamental para desenhar estruturas de Lewis).\n
  • Átomo de \mathrm{S} (enxofre) tem \,6\, elétrons de valência. Vou escrever isso como \,6.\n
  • Cada átomo de \mathrm{F} (fluoreto) tem \,7\, elétrons de valência; há dois flúor: total \,2\times7=14\,.\n
    Total de elétrons de valência disponíveis para a molécula neutra \mathrm{SF}_2:\n
6 + 14 = 20.
Portanto temos \,20\, elétrons para distribuir em pares (ligações + pares isolados).

Passo 3

Escolha do esqueleto (qual átomo vai no centro).\n
  • Em compostos do tipo \mathrm{XY}_2 com \mathrm{X} sendo um elemento do grupo 16 ( \mathrm{S}), é natural colocar \mathrm{S} no centro e os dois \mathrm{F} ao redor. Então a ligação esqueleto é \mathrm{F} - \mathrm{S} - \mathrm{F}.\n
    Agora vamos transformar isso em pares de elétrons respeitando o total de \,20\, elétrons.

Passo 4

Colocando as ligações e completando octetos dos átomos mais eletronegativos (passo-passo prático).\n
  1. Primeiro, faça as duas ligações simples \mathrm{S}-\mathrm{F}. Cada ligação simples usa \,2\, elétrons, então as duas ligações usam \,4\, elétrons no total. Sobram
20 - 4 = 16\\ \text{elétrons}.é\n
  1. Complete o octeto de cada flúor primeiro (regra prática: completar os átomos externos). Cada \mathrm{F} já tem 1 ligação ( 2 elétrons), portanto precisa de mais 6 elétrons (três pares isolados) para completar seu octeto. Para os dois \mathrm{F} isso consome
2 \times 6 = 12\\ \text{elétrons}.é\n
  1. Dos 16 elétrons restantes, 12 foram colocados nos \mathrm{F}; sobram
16 - 12 = 4\\ \text{elétrons},é
que colocamos como pares isolados no átomo central \mathrm{S}.\n
Resumo da distribuição: cada \mathrm{F} tem três pares isolados + 1 ligação com \mathrm{S}; \mathrm{S} tem duas ligações e dois pares isolados. Contagem de elétrons verificada: 4 (ligações) + 12 (pares nos F) + 4 (pares no S) = 20.

Passo 5

Verificação das regras de octeto e cálculo das cargas formais (para decidir se há outras estruturas razoáveis).\n
  • Octeto: cada átomo de \mathrm{F} tem 8 elétrons (3 pares isolados + 1 ligação = 6+2), ok. \mathrm{S} tem 8 elétrons (2 ligações = 4 elétrons mais 2 pares isolados = 4 elétrons) → octeto satisfeito sem expansão.\n
  • Agora formal charges (usamos a fórmula):\n
\text{carga formal} = \text{(elétrons de valência)} - \big(\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\,\text{elétrons ligantes}\big).éêéãé\n
Calcule para cada átomo na estrutura com duas ligações simples:\n
Para cada \mathrm{F}: elétrons de valência =7; elétrons não-ligantes =6; elétrons ligantes =2. Então\n \text{carga formal}(\mathrm{F}) = 7 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 7 - (6 + 1) = 0.\n
Para \mathrm{S}: elétrons de valência =6; elétrons não-ligantes =4 (dois pares); elétrons ligantes =4 (duas ligações). Então\n \text{carga formal}(\mathrm{S}) = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4 + 2) = 0.\n
Portanto todos os átomos têm carga formal \,0. Isso é um forte indicativo de que essa estrutura é muito favorável (simétrica e sem separação de carga).

Passo 6

Considerando estruturas alternativas (ressonância) e avaliando se são razoáveis.\n
Uma alternativa possível que alguém pode pensar é formar ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{F} (por exemplo uma dupla e uma simples, ou duas duplas), de modo a distribuir elétrons de forma diferente. Vamos checar rapidamente a alternativa com uma dupla e uma simples (a outra dupla-simétrica daria cargas semelhantes):\n
  • Se fizermos uma \mathrm{S}=\mathrm{F} e uma \mathrm{S}-\mathrm{F}, a distribuição de elétrons que completa octetos dá formal charges: \mathrm{F} ligada por dupla teria carga formal +1, \mathrm{S} teria carga formal -1, e o outro \mathrm{F} teria 0. Logo aparece separação de cargas (±). Além disso, o flúor é extremamente eletronegativo e raramente forma múltiplas ligações (dobras) em compostos neutros; a estrutura com duas ligações simples e todas cargas zero é claramente mais estável.\n
    Conclusão: estruturas com duplas \mathrm{S}=\mathrm{F} são possíveis como estruturas de “resonância” formais, mas são muito menos razoáveis (maiores cargas formais e menos compatíveis com a alta eletronegatividade do \mathrm{F}). Portanto NÃO consideramos essas formas como dominantes. Na prática, não há ressonância importante para \mathrm{SF}_2; a estrutura com duas ligações simples é a dominante.

Passo 7

Interpretação geométrica rápida (útil para prova e para entender a estrutura):\n
  • A contagem de pares de elétrons ao redor de \mathrm{S} é: 2 pares ligantes + 2 pares isolantes = 4 pares eletrônicos. Pela teoria VSEPR isso dá geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular angular (curvada), ou seja, \mathrm{SF}_2 é uma molécula dobrada (não linear). O ângulo \mathrm{F-S-F} será menor que 109{,}5^\circ, tipicamente por volta de \sim98^\circ na prática (mas a questão pedia apenas as estruturas de Lewis).

Resposta

Estrutura dominante: átomo de \mathrm{S} central ligado por duas ligações simples a dois átomos de \mathrm{F}; cada \mathrm{F} tem três pares isolados e o \mathrm{S} tem dois pares isolados (todas as cargas formais iguais a \,0\,; não há ressonância importante).

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