Desenhe as estruturas de Lewis para as seguintes moléculas e íons, para cada um deles, calcule a carga formal de cada átomo. Quando possível mostre mais de uma estrutura possível e qual delas deve ser a real. Se for o caso, indique se a molécula apresenta ressonância e qual é o híbrido de ressonância dessa molécula. Para todas as espécies, faça a representação espacial pela teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (VSEPR).
\mathrm{NO}_{3}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede a estrutura de Lewis do íon nitrato \mathrm{NO_3^-}, o cálculo de carga formal em cada átomo, a identificação de possíveis estruturas de ressonância e do híbrido de ressonância, e a geometria molecular segundo VSEPR. O conteúdo mobiliza conceitos de elétrons de valência, octeto, carga formal, ressonância e teoria VSEPR.

Passo 2

Vamos contar os elétrons de valência. O nitrogênio tem 5 elétrons e cada oxigênio tem 6, totalizando
5 + 3\times6 = 23
e mais 1 elétron extra pela carga negativa, dando
23 + 1 = 24
elétrons para distribuir na estrutura de Lewis.
Desenhamos o esqueleto ligando o N central a três átomos de O por ligações simples. Cada ligação simples consome 2 elétrons, então as três consomem
3 \times 2 = 6
de 24, sobrando 18 elétrons para formar pares isolados.

Passo 3

Distribuímos os 18 elétrons nos oxigênios, colocando 6 elétrons ( 3 pares) em cada O, completando o octeto deles. Nesse arranjo, o N central teria apenas 6 elétrons (três ligações), faltando completar seu octeto. Para isso, convertemos um par isolado de um O em ligação dupla com N, resultando em uma estrutura onde N fica com 8 elétrons ao redor.

Passo 4

Agora calculamos as cargas formais. Numa das estruturas de ressonância temos um oxigênio com dupla ligação (O =N) e dois com ligações simples (O–N). As cargas formais são:
  • Para o nitrogênio:
\mathrm{FC}(N)=5 - (0\;\text{elétrons não-ligantes} + 4\;\text{elétrons em ligações}) = +1.éãéçõ
  • Para cada oxigênio com ligação dupla:
\mathrm{FC}(O)=6 - (4\;\text{não-ligantes} + 2\;\text{ligantes}) = 0.ã
  • Para cada oxigênio com ligação simples:
\mathrm{FC}(O)=6 - (6\;\text{não-ligantes} + 1\;\text{ligante}) = -1.ã
A soma dá +1+0-1-1=-1, conforme a carga do íon.

Passo 5

Como o duplo vínculo pode ocorrer com qualquer um dos três oxigênios, existem três estruturas de ressonância equivalentes, cada uma com um O duplamente ligado e dois oxigênios carregados com -1. O híbrido de ressonância é o somatório dessas três formas, resultando em três ligações N– O idênticas com comprimento intermediário ( \sim 1,27 \AA) e carga formal média -\tfrac{1}{3} em cada oxigênio.

Passo 6

Para a geometria VSEPR, o nitrogênio central tem três pares ligantes e nenhum par isolado, configurando um arranjo AX _3. Isso gera uma geometria trigonal planar com ângulos aproximados de 120^\circ.

Resposta

As três estruturas de ressonância de \mathrm{NO_3^-} são equivalentes, cada uma com um oxigênio duplamente ligado (carga formal 0) e dois oxigênios com ligação simples (carga formal -1), além de nitrogênio com carga formal +1. O híbrido de ressonância apresenta três ligações N–O iguais, cada uma com ordem de ligação 1\frac{1}{3} e carga média -\tfrac{1}{3} em cada oxigênio. A geometria molecular é trigonal planar, com ângulos de 120^\circ.

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