Então você já viu a imagem acima, certo?
Deixe-me explicar brevemente a imagem acima.
A estrutura SO Lewis possui um átomo de enxofre (S) e um átomo de oxigênio (O) que contêm uma ligação dupla entre eles. Existem 2 pares solitários no átomo de enxofre (S), bem como no átomo de oxigênio (O).
Se você não entendeu nada da imagem acima da estrutura de SO Lewis, fique comigo e você obterá uma explicação detalhada passo a passo sobre como desenhar uma estrutura de Lewis de SO .
Então, vamos prosseguir para as etapas de desenho da estrutura de Lewis de SO.
Etapas para desenhar a estrutura SO Lewis
Etapa 1: Encontre o número total de elétrons de valência na molécula SO
Para encontrar o número total de elétrons de valência na molécula de SO , primeiro você precisa saber os elétrons de valência presentes em um átomo de enxofre e também em um átomo de oxigênio.
(Elétrons de valência são os elétrons presentes na órbita mais externa de qualquer átomo.)
Aqui vou lhe dizer como encontrar facilmente os elétrons de valência do enxofre e também do oxigênio usando uma tabela periódica.
Elétrons totais de valência na molécula SO
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de enxofre:
O enxofre é um elemento do grupo 16 da tabela periódica. [1] Portanto, os elétrons de valência presentes no enxofre são 6 .
Você pode ver os 6 elétrons de valência presentes no átomo de enxofre, conforme mostrado na imagem acima.
→ Elétrons de valência dados pelo átomo de oxigênio:
O oxigênio é um elemento do grupo 16 da tabela periódica. [2] Portanto, os elétrons de valência presentes no oxigênio são 6 .
Você pode ver os 6 elétrons de valência presentes no átomo de oxigênio, conforme mostrado na imagem acima.
Então,
Total de elétrons de valência na molécula de SO = elétrons de valência doados por 1 átomo de enxofre + elétrons de valência doados por 1 átomo de oxigênio = 6 + 6 = 12 .
Passo 2: Selecione o átomo central
Para selecionar o átomo central, devemos lembrar que o átomo menos eletronegativo permanece no centro.
Agora, aqui a molécula dada é SO. Ele possui apenas dois átomos, então você pode selecionar qualquer um deles como átomo central.
Suponha que o átomo de oxigênio seja um átomo central.
Etapa 3: Conecte cada átomo colocando um par de elétrons entre eles
Agora, na molécula de SO, você precisa colocar os pares de elétrons entre o átomo de enxofre (S) e o átomo de oxigênio (O).
Isso indica que o átomo de enxofre (S) e o átomo de oxigênio (O) estão quimicamente ligados entre si em uma molécula de SO.
Etapa 4: torne os átomos externos estáveis. Coloque o par de elétrons de valência restante no átomo central.
Nesta etapa você precisa verificar a estabilidade do átomo externo.
Aqui no diagrama da molécula de SO, assumimos que o átomo de oxigênio era o átomo central. O enxofre é, portanto, o átomo externo.
Devemos, portanto, tornar o átomo de enxofre estável.
Você pode ver na imagem abaixo que o átomo de enxofre forma um octeto e, portanto, é estável.
Além disso, na etapa 1, calculamos o número total de elétrons de valência presentes na molécula SO.
A molécula SO tem um total de 12 elétrons de valência e destes, apenas 8 elétrons de valência são usados no diagrama acima.
Portanto, o número de elétrons restantes = 12 – 8 = 4 .
Você precisa colocar esses 4 elétrons no átomo de oxigênio no diagrama acima da molécula de SO.
Agora vamos passar para a próxima etapa.
Etapa 5: verifique o octeto no átomo central. Se não tiver octeto, mova o par solitário para formar uma ligação dupla ou tripla.
Nesta etapa, você precisa verificar se o átomo central de oxigênio (O) é estável ou não.
Para verificar a estabilidade deste átomo de oxigênio (O), devemos verificar se ele forma um octeto ou não.
Infelizmente, este átomo de oxigênio não forma um octeto aqui. O oxigênio tem apenas 6 elétrons e é instável.
Agora, para tornar este átomo de oxigênio estável, é necessário mover o par de elétrons do átomo de enxofre.
Depois de mover esse par de elétrons, o átomo de oxigênio receberá mais 2 elétrons e, assim, seu total de elétrons passará a ser 8.
Você pode ver na imagem acima que o átomo de oxigênio forma um octeto.
E então este átomo de oxigênio é estável.
Agora vamos passar para a última etapa para verificar se a estrutura de Lewis de SO é estável ou não.
Passo 6: Verifique a estabilidade da estrutura de Lewis
Agora você chegou à última etapa em que precisa verificar a estabilidade da estrutura de Lewis do SO.
A estabilidade da estrutura de Lewis pode ser verificada usando um conceito formal de carga .
Resumindo, devemos agora encontrar a carga formal do átomo de enxofre (S) e do átomo de oxigênio (O) presentes na molécula de SO.
Para calcular o imposto formal, deve-se utilizar a seguinte fórmula:
Carga formal = Elétrons de valência – (Elétrons ligantes)/2 – Elétrons não ligantes
Você pode ver o número de elétrons ligantes e elétrons não ligantes na imagem abaixo.
Para o átomo de Enxofre (S):
Elétrons de valência = 6 (porque o enxofre está no grupo 16)
Elétrons de ligação = 4
Elétrons não ligantes = 4
Para o átomo de oxigênio (O):
Elétrons de valência = 6 (porque o oxigênio está no grupo 16)
Elétrons de ligação = 4
Elétrons não ligantes = 4
| Acusação formal | = | elétrons de valência | – | (Elétrons de ligação)/2 | – | Elétrons não ligantes | ||
| S | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
| Oh | = | 6 | – | 4/2 | – | 4 | = | 0 |
A partir dos cálculos de carga formal acima, você pode ver que os átomos de enxofre (S) e oxigênio (O) têm carga formal “zero” .
Isto indica que a estrutura de Lewis do SO acima é estável e não há mais alterações na estrutura do SO acima.
Na estrutura de pontos de Lewis de SO acima, você também pode representar cada par de elétrons de ligação (:) como uma ligação simples (|). Fazer isso resultará na seguinte estrutura de Lewis de SO.
Espero que você tenha entendido completamente todas as etapas acima.
Para mais prática e melhor compreensão, você pode tentar outras estruturas de Lewis listadas abaixo.
Experimente (ou pelo menos veja) estas estruturas de Lewis para uma melhor compreensão: