2.35 Indique se as espécies hipotéticas (a) \mathrm{H}_{4}^{2+} quadrada e (b) \mathrm{O}_{3}^{2-} angular possuem um dubleto ou um octeto de elétrons, respectivamente. Justifique sua resposta e diga se alguma delas poderia existir.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para cada espécie:
  • (a) para \mathrm{H}_{4}^{2+} (arranjada em quadrado): dizer se ela possui um dubleto (dueto, 2 elétrons) ou um octeto (8 elétrons) e justificar; dizer se a espécie poderia existir.
  • (b) para \mathrm{O}_{3}^{2-} (geom. angular): dizer se cada átomo tem octeto ou não e justificar; dizer se a espécie poderia existir.
Informações dadas/implicadas que vamos usar:
  • Número de elétrons de valência: \mathrm{H}=1 e \mathrm{O}=6.
  • As cargas das espécies afetam o total de elétrons: número total de elétrons de valência = soma dos elétrons dos átomos ± carga.
  • Regras de Lewis / octeto/dueto e noções básicas de geometria / VSEPR serão usadas para justificar existência/forma.

Passo 2

Conceitos básicos (explicação didática, passo a passo):
  • Dupleto (dueto) para hidrogênio: o hidrogênio fica “satisfeito” quando tem \,2 elétrons na sua camada 1s. Diferente do oxigênio, não há octeto para H, há apenas dueto.
  • Octeto: átomos do segundo período (C, N, O, F) tendem a completar \,8 elétrons ao redor (octeto) em estruturas de Lewis.
  • Como contar elétrons em uma espécie com carga: calcule a soma das valências dos átomos e some (ou subtraia) elétrons de acordo com a carga. Ex.: para um íon com carga -2 adiciona-se 2 elétrons ao total de valência neutro; para carga +2 subtraem-se 2 elétrons.
  • Formal charge (carga formal) é útil para checar plausibilidade das estruturas: \displaystyle \text{carga formal} = V - (N_{\text{não-ligantes}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{ligantes}})ã, onde V é elétrons de valência do átomo isolado, N_{\text{não-ligantes}}ã é nº de elétrons em pares isolados e N_{\text{ligantes}} é nº de elétrons em ligações (contados todos).
  • VSEPR: pares eletrônicos ao redor do átomo central (ligações e pares isolados) determinam a geometria eletrônica; pares isolados ocupam mais espaço e inclinam a geometria molecular (p.ex. quatro regiões => geometria eletrônica tetraédrica; com duas ligações e dois pares isolados => forma angular/bent).

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{elétrons totais} = 4\times 1 - 2 = 2.é
Explicando: cada H dá 1 elétron; a carga +2 remove 2 elétrons do total.
  1. O que isso significa para duetos/octetos:
  • O total de apenas 2 elétrons significa que, no máximo, há um par de elétrons para a espécie inteira. Cada hidrogênio precisa de 2 elétrons para completar seu dueto, mas há quatro átomos H e só 1 par disponível. Portanto a espécie não pode dar a cada H o seu dueto localmente; o sistema inteiro conterá apenas um dupleto (um par) de elétrons possivelmente muito delocalizado.
  • Conclusão técnica: a espécie possui um dubleto (ou seja, só dois elétrons no total). Não se trata de octeto: não há elétrons suficientes para quaisquer octetos (nem faria sentido para H).
  1. Sobre como esses 2 elétrons poderiam se distribuir e se a espécie é plausível:
  • Conceito: existe o fenômeno de ligações multicêntricas, por exemplo \mathrm{H}_3^+ é um íon estável com 2 elétrons delocalizados sobre 3 prótons (3c–2e). Analogamente, \mathrm{H}_4^{2+} poderia ser descrito como um caso de ligação 4-centro–2-elétron (4c–2e), com o par ocupando um orbital que se estende sobre os quatro átomos.
  • Porém, estabilidade real: à medida que se colocam mais prótons (aumenta a repulsão coulombiana positiva) com o mesmo número de elétrons para ligá‑los, fica cada vez mais difícil obter um mínimo de energia ligado. Em \mathrm{H}_3^+ a delocalização é suficiente para superar a repulsão e formar um íon estável; em \mathrm{H}_4^{2+} essa compensação é pior (quatro prótons vs só dois elétrons) e o repulsão próton‑próton tende a predominar.
  • Resultado: electronicamente é possível desenhar um modelo com 2 elétrons delocalizados (logo tem um dupleto), mas quimicamente a espécie não é esperada como um íon estável isolado em condições normais — geometria quadrada livre seria altamente instável; pode existir apenas como estado transitório ou sob confinamento extremo (p.ex. na proximidade de matrizes que neutralizem carga), mas não é uma molécula estável e isolável de rotina.

Passo 4

  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{elétrons totais} = 3\times 6 + 2 = 20.é
Explicando: cada O dá 6 elétrons; a carga -2 adiciona 2 elétrons.
  1. Construção da estrutura de Lewis (passo a passo):
  • Coloca-se um átomo de oxigênio central ligado aos dois átomos terminais.
  • Uma estrutura que usa todos os 20 elétrons de forma razoável é a com duas ligações duplas:
\text{O}=\text{O}=\text{O},
onde cada ligação dupla corresponde a 4 elétrons de ligação (total de elétrons de ligação = 8) e os pares não ligados somam os 20-8=12 elétrons restantes.
  • Distribuição de pares isolados:
    • Cada átomo terminal (duplamente ligado) recebe duas pares isolados (4 elétrons).
    • O átomo central fica com dois pares isolados (4 elétrons).
    • Verificação: elétrons de ligação =8, não-ligantes =12, soma =20.
  1. Verificação do octeto e cargas formais:
  • Cada átomo tem 8 elétrons ao seu redor (ligantes contados metade): octeto satisfeito.
  • Cálculo rápido das cargas formais usando a fórmula:
    • Para cada átomo terminal (doble ligação): 6 - (4 + \tfrac{4}{2}) = 6 - (4+2) = 0.
    • Para o átomo central (duas double bonds e dois pares isolados): 6 - (4 + \tfrac{8}{2}) = 6 - (4+4) = -2.
  • Soma das cargas formais = 0 + 0 + (-2) = -2, que confere com a carga do íon.
  • Portanto sim: cada átomo tem octeto.
  1. Geometria (VSEPR) e “angular”:
  • No átomo central há quatro regiões de densidade eletrônica (duas ligações e dois pares isolados) ⇒ geometria eletrônica tetraédrica.
  • Com dois pares isolados e duas ligações, a forma molecular é angular (bent), portanto a indicação “angular” faz sentido.
  1. Sobre existência química:
  • Electronicamente a espécie é plausível (octetos satisfeitos, estrutura razoável com cargas formais).
  • Na realidade experimental, formas de oxigênio poliatômico carregado aparecem: por exemplo, o radical ozonida \mathrm{O}_3^- (ozonida) é conhecido em sais (KO3 etc.). O ânion dianiónico \mathrm{O}_3^{2-} não é tão comum como íon isolado e tende a ser menos estável do que outras combinações (p.ex. peróxidos \mathrm{O}_2^{2-} ou oxiânions mais estáveis), podendo sofrer rearranjos ou disproporções.
  • Conclusão prática: \mathrm{O}_3^{2-} é eletronicamente possível (cada átomo tem octeto e a estrutura angular é plausível), mas não é um ânion comum isolável em condições suaves; sua existência como espécie estável depende do ambiente químico (pode ser instável frente a rearranjos ou reações que formem espécies mais estáveis).

Resposta

(a) \mathrm{H}_{4}^{2+}: possui um dubleto (só 2 elétrons no total). Não é esperado que exista estável como quadrado isolado (pode existir apenas transitoriamente ou sob confinamento extremo).
(b) \mathrm{O}_{3}^{2-}: cada átomo atinge o octeto (estrutura plausível com octetos e carga formal -2); a geometria é angular. Quimicamente é teoricamente possível, mas não é um ânion comum/geralmente isolável e sua estabilidade depende muito do ambiente.

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