Represente a estrutura de lewis para cada uma das seguintes espécies:
Escreva a a estrutura de lewis para cada um dos seguintes íons negativos e atribua a carga formal negativa ao átomo correto.
\mathrm{HSO}_{4}{ }^{-}

Passo 1

O que o exercício pede: desenhar a estrutura de Lewis para \mathrm{HSO}_4^{-} e indicar em qual átomo fica a carga formal negativa.
Informações dadas (explicitamente ou implícitas) que vamos usar:
  • Temos os átomos: um \mathrm{H}, um \mathrm{S} e quatro \mathrm{O}.
  • A espécie tem carga total -1.
  • Precisamos obedecer às regras de Lewis (distribuir elétrons de valência, satisfazer regra do octeto quando possível, permitir expansão de octeto para átomos do 3.º período como o \mathrm{S}, e atribuir cargas formais).
    Nada mais será assumido aqui — a resolução começa no próximo passo.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (fundamental para toda estrutura de Lewis). Vou somar os elétrons de valência de cada átomo e depois adicionar o elétron extra devido à carga -1:
  • \mathrm{H} tem 1 elétron de valência.
  • \mathrm{S} tem 6 elétrons de valência.
  • Cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência, então quatro \mathrm{O} dão 4\times 6 = 24.
  • A carga -1 significa adicionar 1 elétron extra.
Total de elétrons de valência:
1 + 6 + 24 + 1 = 32.
Então temos \,32 elétrons para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Esqueleto da molécula (ligações mínimas). Normalmente o átomo central é o menos eletronegativo que não seja o hidrogénio — aqui o \mathrm{S} será central. O hidrogénio liga-se a um oxigênio (forma \mathrm{O-H}), não ao enxofre diretamente. O esqueleto será:
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{S}-(\mathrm{O},\mathrm{O},\mathrm{O})
ou seja, \mathrm{S} ligado a quatro oxigênios, e um desses oxigênios está ligado ao \mathrm{H}. Vamos começar colocando ligações simples entre todos esses pares (cada ligação simples consome 2 elétrons).
Número de ligações iniciais: quatro ligações \mathrm{S}-\mathrm{O} mais uma ligação \mathrm{O}-\mathrm{H} = 5 ligações. Elétrons usados nas ligações:
5 \times 2 = 10 \text{ elétrons}.é
Restam:
32 - 10 = 22 \text{ elétrons} \text{ (para distribuir como pares não-ligantes)}.éã

Passo 4

Distribuição inicial dos pares livres para satisfazer octetos dos oxigênios. Regra prática: preencha primeiro os pares não-ligantes nos átomos mais eletronegativos (oxigênios) até completar seus octetos.
Temos quatro oxigênios:
  • O oxigênio que está ligado ao \mathrm{H} já tem duas ligações ( \mathrm{S}-\mathrm{O} e \mathrm{O}-\mathrm{H}), isto é 2 pares de ligação = 4 elétrons; para completar octeto precisa de mais 4 elétrons = 2 pares (ou seja, 2 pares livres).
  • Cada oxigênio ligado apenas ao \mathrm{S} por uma ligação simples tem só 1 par de ligação (2 elétrons) e precisa de mais 6 elétrons = 3 pares livres.
Portanto colocaríamos:
  • para o oxigênio ligado ao H: 2 pares livres = 4 elétrons;
  • para cada um dos outros três oxigênios: 3 pares livres cada = 3 \times 6 = 18 elétrons.
Total colocado:
4 + 18 = 22 \text{ elétrons},é
que é exatamente o que tínhamos disponível. Após essa distribuição todos os oxigênios têm octeto completo. O enxofre, nesse arranjo, está ligado por quatro ligações simples e não tem pares livres. Contagem de elétrons ao redor do \mathrm{S}: 4 ligações \times 2 = 8 elétrons — portanto o enxofre também tem octeto neste arranjo inicial.

Passo 5

Cálculo das cargas formais dessa estrutura inicial (todas ligações simples, \mathrm{OH} com H, sem duplas). Recordando a fórmula da carga formal — vou explicar bem isso porque é importante na prova:
Fórmula da carga formal:
\text{FC} = \text{(nº elétrons de valência do átomo)} - \big(\text{elétrons não-ligantes}\;+\;\tfrac{1}{2}\times\text{elétrons ligantes}\big).ºéêáéãé
  • Para um oxigênio ligado por uma única ligação à S (e sem H): non-bonding =6, bonding electrons =2. Então
\text{FC}(\mathrm{O_{singly}})=6-(6+\tfrac{1}{2}\cdot 2)=6-(6+1)= -1.
Cada um desses três oxigênios simples tem carga formal -1.
  • Para o oxigênio \mathrm{OH}: non-bonding =4 (2 pares), bonding electrons =4 (duas ligações: S–O e O–H), então
\text{FC}(\mathrm{O_{OH}})=6-(4+\tfrac{1}{2}\cdot 4)=6-(4+2)=0.
  • Para o enxofre \mathrm{S}: non-bonding =0, bonding electrons =8 (quatro ligações simples), então
\text{FC}(\mathrm{S})=6-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 8)=6-4=+2.
Somando as cargas formais: três oxigênios com -1 cada ( -3), mais \mathrm{O_{OH}}=0, mais \mathrm{S}=+2 dá carga total -1, que é consistente. Mas essa distribuição não é ótima: temos cargas formais grandes (três -1 e +2) — em química de ligação covalente preferimos estruturas que minimizem cargas formais extremas.

Passo 6

Melhorando a estrutura por ressonância: formar ligações duplas \mathrm{S}=\mathrm{O}. Explicação didática: um modo comum de diminuir cargas formais é transformar pares livres de um oxigênio em uma ligação dupla com o enxofre (movendo um par solitário do O para formar \mathrm{S}=\mathrm{O}). Cada vez que fazemos isso:
  • O oxigênio que vira \mathrm{S}=\mathrm{O} passa de carga formal -1 para 0. (Porque perde um par livre e passa a ter 2 pares livres + ligação dupla.)
  • O enxofre ganha mais uma metade de par ligante (aumenta sua fração de elétrons ligantes) e sua carga formal diminui em 1.
Se aplicarmos essa operação duas vezes (fazer duas duplas \mathrm{S}=\mathrm{O} entre \mathrm{S} e dois dos oxigênios que antes eram singly bonded), obtemos:
  • dois oxigênios com \mathrm{S}=\mathrm{O} neutros ( \text{FC}=0);
  • um oxigênio ligado por simples que foi protonado ( \mathrm{O-H}, \text{FC}=0);
  • um oxigênio ligado por simples mas sem H que fica com carga formal -1;
  • o enxofre passa a ter carga formal 0 (pois começou com +2 e cada dupla reduz em 1, duas duplas reduzem +2 0), e agora tem 12 elétrons ao redor (expansão de octeto), o que é permitido porque o \mathrm{S} está no 3.º período.
Essa estrutura com duas duplas e uma carga -1 localizada em um oxigênio é energeticamente mais razoável (menores cargas formais absolutas).

Passo 7

Resonância e delocalização da carga negativa. Observação importante: não existe uma única forma canônica com as duas duplas em posições fixas — as duas duplas podem ser colocadas entre o \mathrm{S} e quaisquer duas das três oxigênios que não estão protonados. Logo existem três estruturas de ressonância equivalentes, cada uma com:
  • duas \mathrm{S}=\mathrm{O} duplas (esses dois O neutros),
  • um \mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (o OH, neutro),
  • um \mathrm{S}-\mathrm{O}^{-} (oxigênio com carga formal -1).
Como as três estruturas de ressonância são equivalentes (rotacionando as posições dos duplos), a carga negativa está realmente deslocalizada (resonante) entre as três oxigênios que não estão protonados. Na prática dizemos: a carga formal negativa está distribuída (delocalizada) sobre os três oxigênios sem H.

Passo 8

Cálculo de cargas formais numa das estruturas ressonantes (exemplo numérico para fixar a ideia):
Considere uma das ressonâncias com duas duplas. Contagem de elétrons locais:
  • Cada oxigênio com \mathrm{S}=\mathrm{O}: non-bonding =4, bonding =4 \text{FC}=6-(4+\tfrac{1}{2}\cdot 4)=0.
  • Oxigênio \mathrm{OH}: non-bonding =4, bonding =4 \text{FC}=0.
  • Oxigênio \mathrm{O}^{-} (single-bonded, sem H): non-bonding =6, bonding =2 \text{FC}=6-(6+\tfrac{1}{2}\cdot 2)=-1.
  • Enxofre \mathrm{S} (com duas duplas e duas simples): non-bonding =0, bonding =12 \text{FC}=6-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 12)=6-6=0.
Soma das cargas formais: 0+0+0-1+0=-1 — consistente com a carga total do ânion. Esta é a representação mais estável e usual: duas duplas, um OH, um O^-; com o sinal negativo delocalizado por ressonância entre os três O sem H.

Passo 9

Resumo final da estrutura de Lewis (como escrevê-la na prova):
  • A melhor representação usa três estruturas ressonantes equivalentes. Em cada estrutura temos: \text{duas ligações } \mathrm{S}=\mathrm{O},\quad \text{uma ligação } \mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H},\quad \text{uma ligação } \mathrm{S}-\mathrm{O}^{-}.çõçãçã
  • A carga formal negativa efetiva está deslocalizada (resonante) entre as três oxigênios que não estão ligados ao hidrogênio.
  • O enxofre pode apresentar expansão de octeto (12 elétrons ao redor) nessas estruturas ressonantes; isso é permitido para elementos do terceiro período.

Resposta

Três estruturas de ressonância equivalentes, cada uma com duas \mathrm{S}=\mathrm{O} duplas, um \mathrm{S}-\mathrm{O}-\mathrm{H} (neutro) e um \mathrm{S}-\mathrm{O}^{-}; a carga formal negativa está deslocalizada entre as três oxigênios que não estão protonados.

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