Para cada uma das moléculas e íons abaixo relacionados:
Descreva as ligações que ocorrem nas moléculas
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).
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
,
,
, 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
: tem elétrons de valência, cada tem , total sem carga . Como é íon com carga , soma-se 1 elétron → total .
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:
onde
= elétrons de valência do átomo isolado,
= número de elétrons em pares livres no desenho,
= 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
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
a ordem média N–O é ). - 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 (
) entre átomos. Valores orientativos (muito aproximados): se geralmente muito iônico; se 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
a partir de + ; na estrutura final as N–H são equivalentes).
Passo 9
Passo 6 do método real: identificar ligações sigma (
) e pi (
), ordem de ligação e hibridização.
- Todo ligação simples contém 1 ligação
. Ligações duplas têm 1 + 1 . Ligações triplas têm 1 + 2 . - Hibridização (ex.:
, , ) pode ser deduzida pela geometria local: número de regiões de elétrons ao redor do átomo central → hibridização aproximada ( , , ). A hibridização explica ângulos e quantas ligações se formam a partir de orbitais híbridos. - Exemplo: em
o C é (duas regiões de elétrons), cada ligação C=O tem uma e uma , 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.:
é linear e apolar). Em moléculas assimétricas (ex.: ) 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).
-
: contar elétrons, montar Lewis → O com duas ligações simples e dois pares livres (quatro pares ao redor, regiões eletrônicas = 4) → geometria angular ( aproximadamente). Ligações O–H são covalentes polares (O mais eletronegativo que H). Resultado: duas ligações , molécula polar. -
: C com duas ligações duplas para O. Cada C=O = 1 + 1 . C é . Ligações polares mas a molécula é linear e apolar (dipolos se cancelam). -
: estrutura de ressonância com três ligações N–O equivalentes; ordem de ligação média . Ligações N–O têm caráter parcialmente duplo devido à delocalização; ôxidos mais eletronegativos carregam a carga negativa delocalizada. -
: N central ligado a quatro H por quatro ligações simples equivalentes; formação envolve doação de par de para , mas na estrutura final todas N–H são equivalentes e covalentes (há caracterização de ligação dativa na formação, não na estrutura final). -
(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 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):
- Conte elétrons de valência rapidamente.
- Desenhe uma estrutura de Lewis inicial com ligações simples.
- Preencha octetos; faça duplas/triplas se necessário.
- Calcule cargas formais e verifique ressonância.
- Indique tipo de ligação (única/dupla/tripla;
/ ) e se é covalente/ polar/ iônica com base em eletronegatividade. - 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:
,
,
,
, 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 (
,
), 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.