Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados:
Descreva as ligações que ocorrem nas moléculas

Passo 1

O enunciado pede: “Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados: Descreva as ligações que ocorrem nas moléculas.”
Informações fornecidas no enunciado: nenhuma lista de espécies foi enviada (não há as moléculas/íons que devo analisar).

Passo 2

Por que isso importa: para descrever as ligações de uma molécula ou íon preciso saber qual é a espécie química (por exemplo \mathrm{H_2O}, \mathrm{NO_3^-}, \mathrm{CO}, etc.). Sem essa lista não há como produzir as descrições específicas pedidas. Portanto não é possível dar as respostas finais pedidas sem receber (ou ter) a lista de moléculas/íons.

Passo 3

O que eu faria se a lista estivesse disponível — visão geral do método passo a passo que eu aplicaria para cada espécie (essa é a parte didática que vai te ensinar a fazer na prova). Vou explicar com calma e exemplos simples para você aprender a repetir o procedimento na hora da prova.

Passo 4

Passo 1 do método real: contar elétrons de valência.
  • Regra: a primeira coisa é contar os elétrons de valência totais da molécula/íon. Para um átomo, olha-se a sua coluna na tabela periódica. Para um íon, soma-se (ou subtrai-se) elétrons conforme a carga.
  • Exemplo rápido: para \mathrm{NO_3^-}: N tem 5 elétrons de valência, cada O tem 6, total sem carga =5+3\cdot6=23. Como é íon com carga -1, soma-se 1 elétron → total =24.

Passo 5

Passo 2 do método real: montar estruturas de Lewis (ligações e pares de elétrons).
  • Coloca-se o átomo menos eletronegativo no centro (geralmente), distribui-se pares ligantes (ligações simples) e depois distribui-se elétrons restantes como pares livres para completar octetos (ou duetos no caso de H).
  • Se faltar elétrons para completar octetos, tenta-se formar ligações múltiplas (duplas/triplas) convertendo pares livres em pares ligantes.
  • Regra rápida para octeto: a maioria dos átomos do 2.º período (C, N, O, F) quer 8 elétrons; H quer 2; átomos do 3.º período podem expandir o octeto se necessário (ex.: S, P).

Passo 6

Passo 3 do método real: calcular cargas formais e escolher a melhor estrutura.
  • Fórmula da carga formal de um átomo:
\text{carga formal} = V - N_{l} - \tfrac{1}{2}N_{b}
onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N_{l} = número de elétrons em pares livres no desenho, N_{b} = número total de elétrons envolvidos em ligações ao átomo (ou seja, pares ligantes contados em elétrons).
  • A melhor estrutura costuma minimizar cargas formais (valores próximos de zero) e colocar cargas negativas em átomos mais eletronegativos quando necessário.
  • Exemplo: em \mathrm{NO_3^-} a melhor descrição é com uma ligação N=O e duas N–O simples com ressonância; cálculo de cargas mostra que existe delocalização e que a carga negativa é distribuída entre os oxigênios.

Passo 7

Passo 4 do método real: considerar ressonância / delocalização.
  • Se houver várias estruturas de Lewis equivalentes, as verdadeiras ligações são uma média (ligação parcial). Isso afeta o comprimento e a ordem de ligação (por exemplo, em \mathrm{NO_3^-} a ordem média N–O é 1\frac{1}{3}).
  • Para obter a ordem média: some as ordens formais e divida pelo número de ligações equivalentes.

Passo 8

Passo 5 do método real: classificar tipo de ligação (iônica vs covalente vs covalente polar vs ligação dativa/coordinate).
  • Regra prática pelo caráter: diferença de eletronegatividade ( \Delta\chi) entre átomos. Valores orientativos (muito aproximados): se \Delta\chi \gtrsim 1,7 geralmente muito iônico; se \Delta\chi \lesssim 0,4 geralmente covalente praticamente não polar; entre esses valores, covalente polar. (Na prova, muitas vezes basta dizer “principalmente covalente” ou “predominantemente iônico”, com justificativa por eletronegatividade.)
  • Ligações dativas (coordination bonds): ocorrem quando um átomo fornece ambos os elétrons do par ligante (ex.: formação de \mathrm{NH_4^+} a partir de \mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+}; na estrutura final as N–H são equivalentes).

Passo 9

Passo 6 do método real: identificar ligações sigma ( \sigma) e pi ( \pi), ordem de ligação e hibridização.
  • Todo ligação simples contém 1 ligação \sigma. Ligações duplas têm 1 \sigma + 1 \pi. Ligações triplas têm 1 \sigma + 2 \pi.
  • Hibridização (ex.: \mathrm{sp}, \mathrm{sp^2}, \mathrm{sp^3}) pode ser deduzida pela geometria local: número de regiões de elétrons ao redor do átomo central → hibridização aproximada ( 2\rightarrow\mathrm{sp}, 3\rightarrow\mathrm{sp^2}, 4\rightarrow\mathrm{sp^3}). A hibridização explica ângulos e quantas ligações \sigma se formam a partir de orbitais híbridos.
  • Exemplo: em \mathrm{CO_2} o C é \mathrm{sp} (duas regiões de elétrons), cada ligação C=O tem uma \sigma e uma \pi, e a molécula é linear.

Passo 10

Passo 7 do método real: avaliar polaridade da molécula (dipolo resultante).
  • Mesmo que as ligações individuais sejam polares, a geometria pode fazer com que os vetores de dipolo se cancelem (ex.: \mathrm{CO_2} é linear e apolar). Em moléculas assimétricas (ex.: \mathrm{H_2O}) o dipolo resultante é diferente de zero → molécula polar.

Passo 11

Passo 8 do método real: exemplos aplicados (mostrando o processo resumido para espécies típicas, para você praticar mentalmente na prova).
  • \mathrm{H_2O}: contar elétrons, montar Lewis → O com duas ligações simples e dois pares livres (quatro pares ao redor, regiões eletrônicas = 4) → geometria angular ( \mathrm{sp^3} aproximadamente). Ligações O–H são covalentes polares (O mais eletronegativo que H). Resultado: duas ligações \sigma, molécula polar.
  • \mathrm{CO_2}: C com duas ligações duplas para O. Cada C=O = 1 \sigma + 1 \pi. C é \mathrm{sp}. Ligações polares mas a molécula é linear e apolar (dipolos se cancelam).
  • \mathrm{NO_3^-}: estrutura de ressonância com três ligações N–O equivalentes; ordem de ligação média 1\frac{1}{3}. Ligações N–O têm caráter parcialmente duplo devido à delocalização; ôxidos mais eletronegativos carregam a carga negativa delocalizada.
  • \mathrm{NH_4^+}: N central ligado a quatro H por quatro ligações simples equivalentes; formação envolve doação de par de \mathrm{NH_3} para \mathrm{H^+}, mas na estrutura final todas N–H são equivalentes e covalentes (há caracterização de ligação dativa na formação, não na estrutura final).
  • \mathrm{CO} (monóxido de carbono): estrutura com ligação tripla formal com pares de elétrons não ligantes e cargas formais (formato melhor representado por uma ligação tripla com parcial caráter dativo); há forte caráter covalente e ordem de ligação ~3, com contribuição de estrutura onde C tem carga negativa e O positiva. Isso explica o comportamento de \mathrm{CO} como ligante em complexos de coordenação (doa par pelo carbono).

Passo 12

Dicas práticas rápidas para a prova (o que eu faria em 2–5 minutos por espécie):
  1. Conte elétrons de valência rapidamente.
  2. Desenhe uma estrutura de Lewis inicial com ligações simples.
  3. Preencha octetos; faça duplas/triplas se necessário.
  4. Calcule cargas formais e verifique ressonância.
  5. Indique tipo de ligação (única/dupla/tripla; \sigma/ \pi) e se é covalente/ polar/ iônica com base em eletronegatividade.
  6. Diga hibridização e geometria (VSEPR) para justificar polaridade e ângulos.

Passo 13

Resumo final do motivo pelo qual não dei as descrições específicas: falta a lista das moléculas/íons que você quer que eu descreva. Se você colar aqui a lista (por exemplo: \mathrm{H_2O}, \mathrm{NO_3^-}, \mathrm{CO}, \mathrm{NH_4^+}, etc.), eu aplicarei exatamente o método acima passo a passo para cada espécie, com desenhos de Lewis, cálculo de cargas formais, análise de ressonância, tipo de ligação ( \sigma, \pi), hibridização, e conclusão sobre polaridade — tudo bem mastigado para você estudar para a prova.

Resposta

Não é possível resolver: a lista de moléculas/íons a serem descritos não foi fornecida.

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