2C. 2 Quais das seguintes espécies sāo radicais? (a) \mathrm{NO}_{3}; (b) \mathrm{ICl}_{2}{ }^{+}; (c) \mathrm{CH}_{2} \mathrm{O}; (d) HOCO .

Passo 1

O que o enunciado pede: identificar quais das quatro espécies listadas são radicais (isto é, possuem um elétron desemparelhado).
As espécies fornecidas (copiadas do enunciado) são:
  • (a) \mathrm{NO}_3
  • (b) \mathrm{ICl}_2^{+}
  • (c) \mathrm{CH}_2\mathrm{O}
  • (d) \mathrm{HOCO} (o enunciado mostra um ponto depois; vou considerar a espécie neutra \mathrm{HOCO} — se o ponto for o símbolo do radical, isso já indica radical, mas vou confirmar por contagem eletrônica)
Informações relevantes que já temos (implícitas no enunciado): as fórmulas químicas e, no caso de (b), o estado carregado \,^{+}. Não há outras informações geométricas ou experimentais — vamos decidir por análise eletrônico/Lewis.

Passo 2

O que é um radical e como detectá-lo de forma prática (aula rapidinha e necessária).
  • Radical é uma espécie química que tem pelo menos um elétron desemparelhado.
  • Uma maneira rápida de prever se uma espécie neutra ou iônica é radical é contar os elétrons de valência totais. Se o total de elétrons de valência for ímpar, a espécie obrigatoriamente tem ao menos um elétron desemparelhado → é radical. Se o total for par, pode ser que seja não-radical (todos os elétrons emparelhados) — então devemos ainda verificar se uma estrutura de Lewis com todos emparelhados é possível.
  • Como contar elétrons de valência: some os elétrons de valência de cada átomo (H: 1, C: 4, N: 5, O: 6, F/Cl/Br/I: 7, etc.) e subtraia ou some elétrons conforme a carga (para um íon com carga -q soma-se q elétrons; para carga +q subtrai-se q elétrons).
  • Observação importante: ressonância ou distribuição de ligações não muda a paridade do número total de elétrons — só a contagem total determina necessariamente a presença de um elétron desemparelhado (ímpar → radical). Para total par, precisamos checar a possibilidade de fechar todos os pares: em geral isso é possível quando a contagem permite completar octetos/pares sem sobra de elétrons.

Passo 3

Método que vou usar (passo-a-passo prático):
  1. Calcular o total de elétrons de valência de cada espécie.
  2. Ajustar pela carga (se houver).
  3. Verificar se o total é ímpar → imediatamente radical.
  4. Se o total for par → construir (ou esboçar) a estrutura de Lewis simples para checar se todos os elétrons podem ficar pareados (se sim, não é radical).
Agora aplico esse método a cada caso.

Passo 4

Contagem de elétrons de valência:
  • Nitrogênio: \,5 elétrons.
  • Cada oxigênio: \,6 elétrons, há três oxigênios: 3\times6=18.
    Total:
5 + 3\cdot6 = 5 + 18 = 23.
O total de elétrons de valência é \,23, que é um número ímpar. Portanto, não há como emparelhar todos os elétrons: existe ao menos um elétron desemparelhado. Conclusão direta: \mathrm{NO}_3 (neutro) é um radical.
Comentário didático curto sobre Lewis: a espécie típica estável que aparece na química é o íon nitrato \mathrm{NO}_3^{-} (com 24 elétrons de valência, par, não-radical). Mas a fórmula neutra \mathrm{NO}_3 tem um elétron a menos e, por isso, é a espécie radical.

Passo 5

Contagem de elétrons de valência:
  • Iodo: \,7 elétrons.
  • Cada cloro: \,7 elétrons, dois cloros: 2\times7=14.
    Soma inicial: \,7 + 14 = 21.
    A carga positiva \,^{+} significa que faltou 1 elétron, então subtrai-se 1:
21 - 1 = 20.
O total de elétrons de valência é \,20, que é par. Agora verificamos se podemos distribuir esses elétrons em pares sem deixar um desemparelhado: sim — um esboço de Lewis simples coloca duas ligações I–Cl (4 elétrons), completa os octetos dos cloros com 3 pares cada (12 elétrons) e sobram 20 - 4 - 12 = 4 elétrons, que ficam como dois pares de elétrons na íon iodo central. Assim todas as cargas podem ser emparelhadas e não sobra elétron isolado. Conclusão: \mathrm{ICl}_2^{+} NÃO é radical (espécie de elétrons pareados, fechada).
Observação de química inorgânica útil: halogênios pesados como I podem expandir a “camada” (hipervalência) por terem orbitais disponíveis, então geometria linear com pares ao redor do iodo é compatível.

Passo 6

Contagem de elétrons de valência:
  • Carbono: \,4.
  • Dois hidrogênios: 2\times1=2.
  • Oxigênio: \,6.
    Total:
4 + 2 + 6 = 12.
O total é \,12, par. A estrutura de Lewis bem conhecida de \mathrm{CH}_2\mathrm{O} (formal­deído) é \mathrm{H}_2\mathrm{C}= \mathrm{O} — ou seja, carbono fazendo dupla ligação com oxigênio e duas ligações simples com hidrogênios; todos os elétrons aparecem emparelhados (pares de ligação e pares isolados no oxigênio). Portanto \mathrm{CH}_2\mathrm{O} NÃO é radical.

Passo 7

Primeiro, verificar a contagem (assumindo a espécie neutra escrita como \mathrm{HOCO}):
  • Hidrogênio: \,1.
  • Primeiro oxigênio: \,6.
  • Carbono: \,4.
  • Segundo oxigênio: \,6.
    Total:
1 + 6 + 4 + 6 = 17.
O total é \,17, ímpar. Logo existe pelo menos um elétron desemparelhado — a espécie é um radical. Isso bate também com a notação do enunciado (quando aparece um ponto \cdot após a fórmula costuma indicar explicitamente um radical, por exemplo \mathrm{HOCO}\cdot). Conclusão: \mathrm{HOCO} (neutro) é radical.
Comentário prático: o radical \mathrm{HOCO} (às vezes chamado radical hidroxi-carbonil) tem ressonância e o elétron desemparelhado pode ser relativamente delocalizado entre C e O, mas a contagem ímpar já garante a existência do radical — não é necessário decidir exatamente onde está o elétron para concluir que é radical.

Passo 8

Resumo e reforço para a prova (dica rápida que salva tempo):
  • Regra rápida: conte elétrons de valência ajustando pela carga. Se o total for ímpar → é radical (resposta imediata). Se for par → tente montar a estrutura de Lewis; se for possível emparelhar tudo então NÃO é radical.
  • Trabalhar dessa forma é rápido e confiável em provas quando só se pede “é radical ou não”.

Resposta

(a) \mathrm{NO}_3: radical
(b) \mathrm{ICl}_2^{+}: não radical
(c) \mathrm{CH}_2\mathrm{O}: não radical
(d) \mathrm{HOCO}: radical

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