Diga que conjunto de orbitais híbridos participa das ligações do átomo assinalado em cada molécula ou íon seguinte:
\mathrm{NO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: "Diga que conjunto de orbitais híbridos participa das ligações do átomo assinalado em \mathrm{NO}_2".
Informações relevantes que temos (e uma suposição necessária):
  • A molécula é \mathrm{NO}_2.
  • Vou assumir que o átomo assinalado é o átomo central, isto é, o átomo de nitrogênio ( \mathrm{N}).
  • A molécula é neutra e tem, no total, \;5 + 2\cdot 6 = 17\; elétrons de valência (vou mostrar como isso impacta a estrutura de Lewis nos próximos passos).
    A partir daqui começamos a construir a estrutura e a decidir a hibridização do átomo assinalado.

Passo 2

Vamos montar a estrutura de Lewis passo a passo (isso é importante para contar quantos “grupos eletrônicos” existem ao redor do nitrogênio, informação que usaremos para decidir a hibridização).
  1. Contagem de elétrons de valência: o nitrogênio tem 5 e cada oxigênio tem 6. Logo \;5 + 2\cdot 6 = 17 elétrons de valência. Anotei isso em \mathrm{TeX}: 17.
  2. Esqueleto da molécula: o nitrogênio fica no centro ligado aos dois oxigênios por ligações simples inicialmente. Cada ligação simples usa 2 elétrons, então usamos 2 ligações = 4 elétrons; restam 17 - 4 = 13 elétrons para distribuir como pares.
  3. Completar octetos nos oxigênios primeiro: cada oxigênio ligado por uma simples precisa de mais 6 elétrons para completar seu octeto. Para os dois oxigênios são 2\cdot 6 = 12 elétrons. Subtraindo, sobram 13 - 12 = 1 elétron, que fica no nitrogênio.
  4. Resultado imediato: com essa distribuição o nitrogênio termina com apenas um elétron não apareado (um elétron solitário), porque não há pares suficientes para completar o octeto do nitrogênio. Isso leva à descrição clássica do radical \mathrm{NO}_2: uma estrutura com número ímpar de elétrons e um elétron não pareado no nitrogênio (ou delocalizado).
  5. Para melhorar cargas formais e refletir ligações reais, consideramos estruturas de ressonância em que um dos oxigênios forma uma ligação dupla com o nitrogênio e o outro fica com carga negativa. As duas estruturas de ressonância (trocando qual oxigênio tem a dupla) explicam ligações parcialmente duplas entre \mathrm{N}-O. Nessas estruturas o nitrogênio aparece com carga formal +1 e um elétron não pareado distribuído na região π.

Passo 3

Agora vamos usar a informação da estrutura de Lewis para contar os “grupos eletrônicos” (também chamados de regiões de densidade eletrônica) ao redor do nitrogênio, porque isso determina a hibridização.
O número de grupos eletrônicos ao redor de um átomo central é contado como:
  • cada ligação simples, dupla ou tripla conta como 1 grupo (todas são uma região para efeito de hibridização, pois todas têm uma componente sigma),
  • cada par isolado (lone pair) conta como 1 grupo,
  • cada elétron não pareado (quando houver radical) também conta como 1 grupo, pois ocupa uma região de densidade.
No nosso caso do nitrogênio em \mathrm{NO}_2:
  • há duas ligações \mathrm{N}-O (cada uma conta como 1 grupo → total 2);
  • há um elétron não pareado no nitrogênio (conta como mais 1 grupo).
Logo o número total de grupos eletrônicos ao redor do nitrogênio é 2 + 1 = 3.

Passo 4

Mapeamento entre número de grupos eletrônicos e hibridização (regra prática que você deve decorar para provas):
  • 2 grupos → hibridização \mathrm{sp},
  • 3 grupos → hibridização \mathrm{sp}^2,
  • 4 grupos → hibridização \mathrm{sp}^3.
Como contamos 3 grupos ao redor do nitrogênio, a hibridização do nitrogênio é \mathrm{sp}^2.
Explicação física e química do que isso significa (para você entender como aplicar isso numa questão de prova):
  • Em \mathrm{sp}^2 o átomo mistura um orbital s com dois orbitais p para formar três orbitais híbridos \mathrm{sp}^2 dispostos em plano com ângulos próximos de 120^\circ (geometria trigonal plana para as regiões de densidade).
  • O orbital p restante (aquele que não participou da hibridização) permanece como um orbital p puro perpendicular ao plano dos \mathrm{sp}^2. Esse orbital não-hibridizado é o que pode abrigar o elétron não pareado e também participar de sobreposição lateral com orbitais p dos oxigênios para formar ligações \pi (essas ligações \pi são responsáveis pelas duplas/parciais duplas mostradas nas ressonâncias).

Passo 5

Como isso se traduz em “quais orbitais participam das ligações” (resposta prática para a pergunta do enunciado):
  • As ligações sigma \sigma entre o nitrogênio e cada oxigênio são formadas pela sobreposição entre um orbital híbrido \mathrm{sp}^2 do nitrogênio e um orbital apropriado do oxigênio (por exemplo, um orbital p ou \mathrm{sp}^2 do oxigênio, dependendo de como você desenha a estrutura). Em resumo: os sigmas do \mathrm{N}-O usam orbitais \mathrm{sp}^2 do nitrogênio.
  • O elétron não pareado e as componentes \pi associadas às ligações múltiplas usam o orbital p não-hibridizado do nitrogênio (o p puro perpendicular ao plano dos \mathrm{sp}^2). Esse p puro pode formar interação \pi com orbitais p dos oxigênios nas estruturas de ressonância.

Passo 6

Exemplificando para fixar (rápido e útil para prova):
  • Se você contar 3 regiões ao redor do átomo central, responda \mathrm{sp}^2.
  • No caso de \mathrm{NO}_2 isso vem de: 2 ligações + 1 elétron não pareado = 3 → \mathrm{sp}^2.
  • Lembre-se: ligações múltiplas contam como uma região para hibridização (a parte sigma conta como a região); os orbitais p não-hibridizados cuidam das π.

Resposta

Nitrogênio: \mathrm{sp}^2

Exercícios relacionados