Desenhe as estruturas de ressonância para os íons isoeletrônicos
e
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
e 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:
mais elétron extra do sinal negativo elétrons (9 pares). - Precisamos propor conectividades (quando houver ambiguidade, vou considerar as conectividades naturais sugeridas pelos símbolos: em
a ordem sugere ou ; em sugere ). 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:
elétrons totais. - Montagem da esqueleto: átomos menos eletronegativos costumam ficar centrais; no entanto, quando o enunciado sugere uma ordem de átomos (como
e ), 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
Ex.: para um oxigênio com 3 pares não-ligantes e 1 ligação simples: . - 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
. Vou tomar aqui a conectividade mais plausível para esse rótulo como
(isto é, N no centro):
. Com 18 elétrons dá-se bem com combinações simples/duplas entre N e os terminais.
As duas principais estruturas de ressonância (arquetípicas) são:
Agora calculo as cargas formais em cada uma:
-
Para
: - Oxigênio terminal (à esquerda): tem três pares não-ligantes e uma ligação simples. Carga formal =
. Então . - 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 =
. Logo . - Enxofre terminal (à direita): ligação dupla com N e dois pares não-ligantes → carga formal
. Logo . - Soma das cargas:
. OK.
- Oxigênio terminal (à esquerda): tem três pares não-ligantes e uma ligação simples. Carga formal =
-
Para
: - Oxigênio terminal (à esquerda) em ligação dupla: não-ligantes = 4 elétrons, ligação dupla contribui 2 pares → carga formal
. - Nitrogênio central: mesma contagem estrutural que antes (um duplo e um simples + 1 par solitário) → carga formal
. - Enxofre terminal (à direita) com ligação simples ao N e três pares não-ligantes → carga formal
. - Soma:
. OK.
- Oxigênio terminal (à esquerda) em ligação dupla: não-ligantes = 4 elétrons, ligação dupla contribui 2 pares → carga formal
Observações didáticas rápidas:
- Em
(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 , 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
. Tomando a conectividade sugerida por essa ordem como
(N no centro). As formas principais análogas são:
Cálculo das cargas formais:
-
Para
: - Enxofre terminal (à esquerda) com ligação simples: três pares não-ligantes + uma ligação → carga formal
. Então . - Nitrogênio central: um simples (para S), um duplo (para O) e um par não-ligante → carga formal
. Então . - Oxigênio terminal (à direita) em ligação dupla: carga formal
. Então . - Soma:
. OK.
- Enxofre terminal (à esquerda) com ligação simples: três pares não-ligantes + uma ligação → carga formal
-
Para
: - Enxofre terminal em ligação dupla: dois pares não-ligantes + ligação dupla → carga formal
. - Nitrogênio central: mesma contagem (um duplo e um simples + 1 par) → carga formal
. - Oxigênio terminal em ligação simples: três pares não-ligantes → carga formal
. - Soma:
. OK.
- Enxofre terminal em ligação dupla: dois pares não-ligantes + ligação dupla → carga formal
Observações didáticas:
- Em
(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
) e outra com carga negativa localizada em S (forma com ). 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 (
). 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
localizada em um terminal e nitrogênio neutro — isso é razoável. Mas o contribuinte com é preferido porque coloca a carga negativa no átomo mais eletronegativo. - Agora, relação entre os isômeros
(conectividade ) e (conectividade ): - 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
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.
- 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
- 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,
(com conectividade ) permite um contribuinte importante no qual o está no oxigênio terminal, sem criar grandes cargas positivas em átomos eletronegativos. Assim, como regra prática e por estabilidade eletronegativa, será provavelmente o mais estável isômero/íon.
Passo 6
Recapitulando e pequenas dicas para prova (como reconhecer rápido):
- Sempre conte elétrons primeiro (aqui:
). - 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
é provavelmente o mais estável.