Desenhe as estruturas de ressonância para os íons isoeletrônicos \mathrm{NOS}^{-}e \mathrm{SNO}^{-}e atribua suas cargas formais. Qual íon é provavelmente o mais estável.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas claras:
  • Desenhar as estruturas de ressonância dos íons isoeletrônicos \mathrm{NOS}^{-} e \mathrm{SNO}^{-} e atribuir as cargas formais em cada estrutura de ressonância.
  • Dizer qual dos dois íons é provavelmente mais estável e justificar.
Informações dadas (implícitas no enunciado):
  • Ambos são íons mononegativos com fórmula eletrônica composta por nitrogênio (N), oxigênio (O) e enxofre (S) — total de elétrons de valência: 5+6+6=17 mais 1 elétron extra do sinal negativo \Rightarrow 18 elétrons (9 pares).
  • Precisamos propor conectividades (quando houver ambiguidade, vou considerar as conectividades naturais sugeridas pelos símbolos: em \mathrm{NOS}^{-} a ordem sugere \mathrm{N}-\mathrm{O}-\mathrm{S} ou \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{S}; em \mathrm{SNO}^{-} sugere \mathrm{S}-\mathrm{N}-\mathrm{O}). Vou trabalhar com as conectividades que levam a estruturas de Lewis plausíveis e comparar.

Passo 2

Rápida revisão de como desenhar e avaliar estruturas de ressonância (aulas expressas curtinhas):
  • Contagem de elétrons: somar elétrons de valência de cada átomo e somar/subtrair conforme carga. Aqui já fizemos: 18 elétrons totais.
  • Montagem da esqueleto: átomos menos eletronegativos costumam ficar centrais; no entanto, quando o enunciado sugere uma ordem de átomos (como \mathrm{NOS}^{-} e \mathrm{SNO}^{-}), devemos testar a conectividade indicada se for plausível.
  • Colocar ligações simples primeiro; completar octetos (ou usar capacidade de expansão do octeto para S, se necessário).
  • Calcular cargas formais em cada estrutura: fórmula \text{carga formal} = (\text{número de elétrons de valência do átomo}) - (\text{nº de elétrons não-ligantes}) - \frac{1}{2}(\text{nº de elétrons ligantes}).úéêáºéãºéEx.: para um oxigênio com 3 pares não-ligantes e 1 ligação simples: 6-(6+1)= -1.
  • Estruturas mais importantes (maiores contribuintes) são as que minimizam separação de cargas e colocam carga negativa em átomos mais eletronegativos.

Passo 3

Desenho e análise (resonância) para o íon \mathrm{NOS}^{-}. Vou tomar aqui a conectividade mais plausível para esse rótulo como \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{S} (isto é, N no centro): \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{S}. Com 18 elétrons dá-se bem com combinações simples/duplas entre N e os terminais.
As duas principais estruturas de ressonância (arquetípicas) são:
\mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}=\mathrm{S} \qquad\leftrightarrow\qquad \mathrm{O}=\mathrm{N}-\mathrm{S}^{-}
Agora calculo as cargas formais em cada uma:
  • Para \mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}=\mathrm{S}:
    • Oxigênio terminal (à esquerda): tem três pares não-ligantes e uma ligação simples. Carga formal = 6-(6+\tfrac{2}{2})=6-(6+1)=-1. Então \mathrm{O}^{-}.
    • Nitrogênio central: tem uma ligação simples (para O), uma ligação dupla (para S) e um par não-ligante (para completar octeto). Não-ligantes = 2 elétrons; elétrons de ligação = 6 pares (3 ligações) → metade = 3 elétrons; carga formal = 5-(2+3)=0. Logo \mathrm{N}^{0}.
    • Enxofre terminal (à direita): ligação dupla com N e dois pares não-ligantes → carga formal =6-(4+2)=0. Logo \mathrm{S}^{0}.
    • Soma das cargas: -1+0+0=-1. OK.
  • Para \mathrm{O}=\mathrm{N}-\mathrm{S}^{-}:
    • Oxigênio terminal (à esquerda) em ligação dupla: não-ligantes = 4 elétrons, ligação dupla contribui 2 pares → carga formal =6-(4+2)=0.
    • Nitrogênio central: mesma contagem estrutural que antes (um duplo e um simples + 1 par solitário) → carga formal =0.
    • Enxofre terminal (à direita) com ligação simples ao N e três pares não-ligantes → carga formal =6-(6+1)=-1.
    • Soma: 0+0-1=-1. OK.
Observações didáticas rápidas:
  • Em \mathrm{NOS}^{-} (com N central) as duas formas mostram o íon negativo deslocando-se entre O e S; em cada forma há apenas um átomo com carga -1, e o nitrogênio fica neutro nestes contribuintes principais. Ambas as estruturas respeitam octetos (S pode às vezes expandir, mas aqui não foi necessário).

Passo 4

Desenho e análise (resonância) para o íon \mathrm{SNO}^{-}. Tomando a conectividade sugerida por essa ordem como \mathrm{S}-\mathrm{N}-\mathrm{O} (N no centro). As formas principais análogas são:
\mathrm{S}^{-}-\mathrm{N}=\mathrm{O} \qquad\leftrightarrow\qquad \mathrm{S}=\mathrm{N}-\mathrm{O}^{-}
Cálculo das cargas formais:
  • Para \mathrm{S}^{-}-\mathrm{N}=\mathrm{O}:
    • Enxofre terminal (à esquerda) com ligação simples: três pares não-ligantes + uma ligação → carga formal =6-(6+1)=-1. Então \mathrm{S}^{-}.
    • Nitrogênio central: um simples (para S), um duplo (para O) e um par não-ligante → carga formal =5-(2+3)=0. Então \mathrm{N}^{0}.
    • Oxigênio terminal (à direita) em ligação dupla: carga formal =6-(4+2)=0. Então \mathrm{O}^{0}.
    • Soma: -1+0+0=-1. OK.
  • Para \mathrm{S}=\mathrm{N}-\mathrm{O}^{-}:
    • Enxofre terminal em ligação dupla: dois pares não-ligantes + ligação dupla → carga formal =6-(4+2)=0.
    • Nitrogênio central: mesma contagem (um duplo e um simples + 1 par) → carga formal =0.
    • Oxigênio terminal em ligação simples: três pares não-ligantes → carga formal =6-(6+1)=-1.
    • Soma: 0+0-1=-1. OK.
Observações didáticas:
  • Em \mathrm{SNO}^{-} (N central) as duas formas principais novamente transferem o sinal negativo entre S e O, com N neutro nos contribuintes principais.

Passo 5

Comparação das estruturas e argumento de estabilidade (passo crucial, passo-a-passo e com intuição):
  • Em ambas as conectividades que tomamos (N central), os principais contribuintes de ressonância levam a duas famílias de estruturas: uma com carga negativa localizada em O (forma com \mathrm{O}^{-}) e outra com carga negativa localizada em S (forma com \mathrm{S}^{-}). O nitrogênio fica tipicamente neutro nas duas formas principais.
  • Regra prática importante: átomos mais eletronegativos estabilizam melhor carga negativa. Entre O e S, o oxigênio é mais eletronegativo ( \text{EN}_\text{O}>\text{EN}_\text{S}). Logo, o contribuinte onde o negativo está em O é energeticamente mais favorável do que o contribuinte com o negativo em S.
  • Além disso, quanto menor for a separação de cargas e menor for a magnitude das cargas formais (evitar cargas muito altas), mais estável é a estrutura. Nas formas que usamos, ambas têm apenas uma carga -1 localizada em um terminal e nitrogênio neutro — isso é razoável. Mas o contribuinte com \mathrm{O}^{-} é preferido porque coloca a carga negativa no átomo mais eletronegativo.
  • Agora, relação entre os isômeros \mathrm{NOS}^{-} (conectividade \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{S}) e \mathrm{SNO}^{-} (conectividade \mathrm{S}-\mathrm{N}-\mathrm{O}):
    • Ambos permitem ressonância entre as mesmas classes de estruturas (negativo em O ou em S), mas a estabilidade relativa do íon como um todo favorece a estrutura/islômero em que o contributo dominante (aquele que tem menor energia) tem o negativo no oxigênio com o mínimo de separação de carga. Isso é alcançado mais eficientemente quando o átomo central é o menos eletronegativo (facilitando deslocamento eletrônico) e quando a forma com \mathrm{O}^{-} é um contribuinte importante sem introduzir cargas positivas fortes em átomos eletronegativos.
    • Em termos práticos e químico-intuitivos: colocar S na posição terminal que pode receber carga negativa é menos favorável que colocar O nessa posição. O isômero que permite maior estabilização do elétron extra por oxigênio (ou seja, onde a ressonância que coloca - sobre O é um contribuinte mais importante) será mais estável.
  • Conclusão qualitativa: o íon em que a ressonância coloca preferencialmente a carga negativa sobre o oxigênio (e não sobre o enxofre) será energeticamente favorecido. Entre os dois rótulos dados, \mathrm{SNO}^{-} (com conectividade \mathrm{S}-\mathrm{N}-\mathrm{O}) permite um contribuinte importante \mathrm{S}=\mathrm{N}-\mathrm{O}^{-} no qual o - está no oxigênio terminal, sem criar grandes cargas positivas em átomos eletronegativos. Assim, como regra prática e por estabilidade eletronegativa, \mathrm{SNO}^{-} será provavelmente o mais estável isômero/íon.

Passo 6

Recapitulando e pequenas dicas para prova (como reconhecer rápido):
  • Sempre conte elétrons primeiro (aqui: 18).
  • Tente colocar o átomo menos eletronegativo como central se a conectividade não estiver imposta; se o enunciado dá ordem, verifique se essa conectividade permite octetos plausíveis.
  • Desenhe os principais contribuintes: mover uma dupla simples entre o centro e terminais gera os ressonantes que transferem a carga negativa entre terminais.
  • Para julgar estabilidade, compare onde a carga negativa fica: oxigênio estabiliza melhor carga negativa que enxofre. Menor separação de cargas (evitar +/− distantes) e menores módulos de cargas tornam estrutura mais estável.

Resposta

O íon \mathrm{SNO}^{-} é provavelmente o mais estável.

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