a. Desenhe os contribuintes de ressonância para as seguintes espécies, mostrando todos os pares solitários:
  1. \mathrm{CH}_{2} \mathrm{~N}_{2}
  2. \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}
  3. \mathrm{NO}_{2}{ }^{-}
    b. Para cada espécie, indique o contribuinte de ressonância mais estável.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para cada uma das três espécies químicas: (a) desenhar os contribuintes de ressonância mostrando todos os pares solitários; (b) indicar qual dos contribuintes é o mais estável.
Informações relevantes que temos (implícitas no enunciado): as espécies são \mathrm{CH}_{2}\mathrm{N}_{2}, \mathrm{N}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{NO}_{2}^{-}; devo mostrar todas as estruturas de Lewis/resonância relevantes com todos os pares solitários e calcular ou justificar qual contribuinte é mais estável (usarei formal charge, regra do octeto e eletronegatividade para comparar estabilidade).

Passo 2

Como vamos desenhar estruturas de Lewis e comparar contribuintes, primeiro uma “aula rápida” prática e sem enrolação sobre ferramentas que vou usar:
  1. Contagem de elétrons de valência: somo os elétrons de valência de cada átomo da molécula (ex.: C=4, N=5, O=6, H=1). Esse total é o que distribuo entre ligações e pares isolados.
  2. Regra do octeto: na maioria dos casos (C, N, O) quero que cada átomo tenha 8 elétrons no seu entorno (ligações contam 2 elétrons cada). H costuma ter 2.
  3. Cálculo de carga formal (formal charge, abreviado FC): é a ferramenta padrão para decidir qual contribuinte é mais importante. A fórmula é
\text{FC} = V - (N + B/2)
onde V = elétrons de valência do átomo isolado, N = elétrons não-ligantes (pares solitários) no átomo na estrutura, B = elétrons em ligações envolvendo o átomo (ou seja, dois vezes o número de ligações). Ex.: um átomo com dois pares solitários (4e) e três ligações (6 elétrons de ligação) tem N=4, B=6 e \text{FC}=V-(4+6/2).
  1. Regras empíricas de comparação de contribuintes:
  • contribuintes com menor separação de cargas formais são geralmente mais estáveis;
  • cargas negativas preferem átomos mais eletronegativos (por ex. \mathrm{O} é melhor que \mathrm{N}, que é melhor que \mathrm{C});
  • contribuintes em que todos os átomos têm octeto completo são preferíveis a aqueles com átomos quebrando o octeto (quando comparáveis);
  • contribuintes equivalentes (simétricos) contribuem igualmente.
Agora aplico isso a cada espécie passo a passo.

Passo 3

Contagem de elétrons de valência: \;C(4)+2\!\times\!H(1)+2\!\times\!N(5)=4+2+10=16 elétrons.
Esqueleto plausível: \mathrm{H}_2\mathrm{C}-\mathrm{N}-\mathrm{N} (cadeia C–N–N), porque carbono normalmente liga-se a nitrogênio. Vou colocar ligações mínimas e depois completar pares solitários e verificar octetos.

Passo 4

Vou mostrar os dois contribuintes importantes (mostro fórmulas de Lewis e depois os pares solitários e cargas formais).
Contribuinte A (estrutura com duplas ligantes, negativo no nitrogênio terminal):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{C}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{N}^{-}
Pares solitários: o nitrogênio terminal \mathrm{N}^{-} tem dois pares solitários (4e); o nitrogênio central \mathrm{N}^{+} não tem pares solitários adicionais; o carbono não tem pares solitários (está ligado a 2H e a \mathrm{N} por dupla).
Cálculo das cargas formais usando a fórmula:
  • Para o carbono: V=4,\;N=0,\;B=8 (quatro ligações) → \text{FC}_C=4-(0+8/2)=4-4=0.
  • Para o nitrogênio central: V=5,\;N=0,\;B=8 \text{FC}_{N_{cent}}=5-(0+8/2)=5-4=+1.
  • Para o nitrogênio terminal: V=5,\;N=4,\;B=4 (dupla) → \text{FC}_{N_{term}}=5-(4+4/2)=5-(4+2)= -1.
Contribuinte B (estrutura com carbono carregado negativamente e ligação simples C–N com tripla N≡N):
:\!\mathrm{C}^{-}\mathrm{H}_{2}-\mathrm{N}^{+}\equiv\mathrm{N}
Aqui escrevo de forma descritiva: o carbono tem um par solitário (um par não-ligante) e liga-se por ligação simples ao nitrogênio central; nitrogênio central tem carga positiva e faz ligação simples com C e tripla com o nitrogênio terminal; nitrogênio terminal tem um par solitário. Em termos simplificados:
\mathrm{H}_2\mathrm{C}^{-}-\mathrm{N}^{+}\equiv\mathrm{N}
Pares solitários: carbono tem um par solitário (2e), nitrogênio terminal tem um par solitário (2e), nitrogênio central não tem pares solitários. Cálculo de cargas formais:
  • Carbono: V=4,\;N=2,\;B=6 (três ligações) → \text{FC}_C=4-(2+6/2)=4-(2+3)=-1.
  • Nitrogênio central: V=5,\;N=0,\;B=8 (quatro ligações: uma ao C e três ao N terminal) → \text{FC}_{N_{cent}}=5-(0+8/2)=+1.
  • Nitrogênio terminal: V=5,\;N=2,\;B=6 \text{FC}_{N_{term}}=5-(2+6/2)=5-(2+3)=0.
Observações: ambos os contribuintes respeitam o octeto para todos os átomos envolvidos.

Passo 5

Como comparar:
  • Contribuinte A tem cargas 0,+1,-1 distribuídas, com o -1 localizado no nitrogênio terminal ( \mathrm{N}), que é razoável porque \mathrm{N} é relativamente eletronegativo (melhor que \mathrm{C} para estabilizar carga negativa).
  • Contribuinte B coloca a carga negativa no carbono ( \mathrm{C}^{-}), o que é menos favorável (C é menos eletronegativo que N). Ambos têm uma carga +1 em algum nitrogênio central.
    Logo, o contribuinte A (com a carga negativa no nitrogênio terminal e carbono neutro) é energeticamente mais estável e, portanto, o contribuinte dominante/majoritário.

Passo 6

Contagem de elétrons de valência: \;2\!\times\!N(5)+O(6)=10+6=16 elétrons.
Arranjo experimental conhecido: linear, com sequência \mathrm{N}-\mathrm{N}-\mathrm{O}. Vou desenhar os contribuintes mais importantes para esse esqueleto.

Passo 7

Contribuinte A (forma com tripla entre os dois N e carga negativa em O):
\mathrm{N}\equiv\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-}
Pares solitários: o oxigênio \mathrm{O}^{-} tem três pares solitários (6e); o nitrogênio terminal à esquerda tem um par solitário (2e); o nitrogênio central \mathrm{N}^{+} não tem pares solitários extras. Cargas formais:
  • Nitrogênio terminal esquerdo: V=5,\;N=2,\;B=6 \text{FC}=5-(2+6/2)=5-(2+3)=0.
  • Nitrogênio central: V=5,\;N=0,\;B=8 \text{FC}=5-(0+8/2)=+1.
  • Oxigênio: V=6,\;N=6,\;B=2 \text{FC}=6-(6+2/2)=6-(6+1)= -1.
Contribuinte B (forma com duplas: \mathrm{N}=\mathrm{N}=\mathrm{O}, negativo no nitrogênio terminal):
\mathrm{N}^{-}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O}
Pares solitários: o nitrogênio terminal esquerdo tem dois pares solitários (4e) e carga -1; o oxigênio tem dois pares solitários (4e) e carga 0; nitrogênio central tem carga +1. Cargas formais calculadas:
  • Nitrogênio esquerdo: V=5,\;N=4,\;B=4 \text{FC}=5-(4+4/2)=5-(4+2)=-1.
  • Nitrogênio central: V=5,\;N=0,\;B=8 \text{FC}=+1.
  • Oxigênio: V=6,\;N=4,\;B=4 \text{FC}=6-(4+4/2)=6-(4+2)=0.

Passo 8

Compare:
  • Contribuinte A coloca a carga negativa no oxigênio ( \mathrm{O}^{-}), que é muito razoável porque o oxigênio é mais eletronegativo que nitrogênio, e mantém carga zero no nitrogênio terminal esquerdo.
  • Contribuinte B coloca a carga negativa no nitrogênio terminal, menos favorável que no oxigênio.
    Portanto, o contribuinte A ( \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-}) é o mais estável e é o majoritário. Isso também explica a descrição usual de \mathrm{N}_2\mathrm{O} como tendo um nitrogênio central parcialmente positivo e oxigênio parcialmente negativo.

Passo 9

Contagem de elétrons de valência: \;N(5)+2\!\times\!O(6)+\text{carga }(-1)=5+12+1=18 elétrons (o elétron extra do ânion soma 1).
Esqueleto: \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{O} (ângulo em torno de 117^\circ experimentalmente, mas para ressonância desenhamos as duas formas com uma ligação dupla e outra simples).

Passo 10

A característica chave: existem duas formas equivalentes onde uma das O tem dupla ligação com N (O neutro) e a outra O tem ligação simples e porta a carga negativa. Mostro-as:
Contribuinte A:
\mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O}
Pares solitários: o oxigênio ligado por simples tem três pares solitários (6e) e carga -1; o oxigênio duplamente ligado tem dois pares solitários (4e) e carga 0; nitrogênio tem zero pares solitários na forma com duas ligações e uma dupla, e aparece com carga +1. Cálculo (exemplo para o oxigênio simples): V=6,\;N=6,\;B=2 \text{FC}=6-(6+2/2)=6-(6+1)=-1. Nitrogênio: V=5,\;N=0,\;B=8 \text{FC}=+1.
Contribuinte B (o espelho, equivalente):
\mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-}
Aqui a outra oxigênio carrega o -1. As duas estruturas são equivalentes por simetria e contribuem igualmente; na média molecular real, ambos os N–O têm ordem de ligação intermediária (entre simples e dupla) e o ânion é resonante.

Passo 11

As duas estruturas A e B são energeticamente equivalentes (são imagens uma da outra trocando as duas oxigênios). Portanto, nenhuma é mais estável que a outra individualmente — a estrutura verdadeira é uma mistura/ressonância igualmente ponderada delas, com carga distribuída sobre ambos os oxigênios e ordem de ligação média entre simples e dupla. Em termos de critérios: ambas satisfazem octeto, têm mesma separação de cargas, e as cargas negativas estão em oxigênio (o que é favorável).

Resposta

\mathrm{CH}_{2}\mathrm{N}_{2}: contribuinte mais estável: \mathrm{H}_{2}\mathrm{C}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{N}^{-} (carga negativa no nitrogênio terminal).
\mathrm{N}_{2}\mathrm{O}: contribuinte mais estável: \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-} (carga negativa no oxigênio).
\mathrm{NO}_{2}^{-}: contribuintes mais estáveis: as duas formas equivalentes \mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O} e \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-} (ambas com mesmo peso; a ressonância distribui a carga entre os dois O).

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