Escreva a estrutura de Lewis de cada um dos seguintes compostos, diga qual é a forma e a hibridação de cada átomo central e se a espécie é polar ou apolar:
\mathrm{NO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede para o composto \mathrm{NO}_2: (a) desenhar a estrutura(es) de Lewis, (b) dizer a forma (geometria molecular) e (c) a hibridação do átomo central, e (d) indicar se a espécie é polar ou apolar.
Informações relevantes dadas pelo enunciado: a fórmula molecular é \mathrm{NO}_2. Não há figura adicional. Vou usar apenas essa informação para construir a estrutura de Lewis, identificar geometria, hibridação e polaridade.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (etapa básica e essencial). Explique comigo: para fazer a estrutura de Lewis contamos todos os elétrons de valência dos átomos.
  • Nitrogênio: \;5 elétrons de valência.
  • Oxigênio: \;6 elétrons de valência cada.
    Total: \;5 + 2\cdot 6 = 17 elétrons de valência.
    Observação importante: deu um número ímpar ( 17); isso indica que \mathrm{NO}_2 é uma espécie com um elétron desemparelhado — um radical (ou seja, não é possível completar octetos para todos usando pares de elétrons apenas).

Passo 3

Escolha do esqueleto e distribuição inicial de elétrons.
  • O nitrogênio costuma ser o átomo central por ser menos eletronegativo que o oxigênio; portanto a disposição será \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{O}.
  • Começo colocando ligações simples entre N e cada O. Cada ligação simples usa 2 elétrons. Para duas ligações simples preciso de 2\cdot 2 = 4 elétrons.
  • Dos 17 elétrons totais, sobraram 17-4=13 elétrons a distribuir como pares/livre. Coloco elétrons não ligantes primeiro para completar octetos preferencialmente nos oxigênios.

Passo 4

Completar octetos nos oxigênios e ver o que sobra.
  • Cada oxigênio ligado por ligação simples precisa de 6 elétrons não ligantes (3 pares) para completar octeto. Dois oxigênios exigiriam 2\cdot 6 = 12 elétrons.
  • Se eu der 12 elétrons para os dois oxigênios, junto com os 4 já usados nas ligações temos 4+12=16 elétrons contabilizados. Mas eu tenho 17 elétrons totais, então sobra 1 elétron, que fica como elétron desemparelhado. Esse elétron não consegue formar par, então ficará no nitrogênio (ou será delocalizado depois).
    Resultado dessa etapa: cada oxigênio tem octeto completo, o nitrogênio tem duas ligações (4 elétrons ao redor) mais um elétron desemparelhado (1 elétron), então não tem octeto completo — isso é esperado pois total de elétrons é ímpar.

Passo 5

Tentar reduzir cargas formais com múltiplas ligações (estratégia padrão).
Explico a ideia: estruturas com menores cargas formais geralmente são mais estáveis. Podemos tentar fazer uma dupla ligação \mathrm{N}= \mathrm{O} para melhorar a distribuição de cargas. Vou calcular as cargas formais antes e depois. A fórmula para carga formal é:
\text{Carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo isolado}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligação}).éêáéãéçã
Primeiro, a estrutura com uma dupla ligação e uma simples ligação e o elétron desemparelhado no nitrogênio (essa é a estrutura canônica típica):
Descrevo a estrutura: um oxigênio com dupla ligação \mathrm{O}=\mathrm{N}, o outro com ligação simples \mathrm{N}-\mathrm{O}. Os oxigênios têm pares não ligantes suficientes para completar octeto, e há um elétron desemparelhado no nitrogênio.
Calculemos as cargas formais:
  • Para o oxigênio com dupla ligação: valência 6; tem 4 elétrons não ligantes (2 pares) e participa de 4 elétrons de ligação (duas ligações) → carga formal \;6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6-4-2=0.
  • Para o oxigênio com ligação simples: valência 6; tem 6 elétrons não ligantes (3 pares) e participa de 2 elétrons de ligação → carga formal \;6 - 6 - \tfrac{2}{2} = 6-6-1=-1.
  • Para o nitrogênio: valência 5; tem 1 elétron não ligante (o elétron desemparelhado) e participa de 6 elétrons de ligação (uma dupla =4 e uma simples =2) → carga formal \;5 - 1 - \tfrac{6}{2} = 5-1-3 = +1.
Portanto nessa estrutura temos cargas formais: \mathrm{N}^{+}, um \mathrm{O}^{-} (o ligado por simples) e o outro \mathrm{O}^0.

Passo 6

Resonância e desenho das estruturas de Lewis finais.
  • A dupla ligação pode estar com qualquer um dos oxigênios; assim existem duas estruturas-resonância equivalentes em que a dupla ligação troca de oxigênio. Em todas as estruturas canônicas o nitrogênio carrega carga formal +1 e um oxigênio -1. O elétron desemparelhado fica associado ao nitrogênio (no esqueleto canônico que desenhamos).
  • Escrevo as duas estruturas de ressonância (de forma curta usando notação de cargas e o elétron desemparelhado como \bullet):
\mathrm{O}=\mathrm{N}^{+\bullet}-\mathrm{O}^{-} \quad\longleftrightarrow\quad \mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}^{+\bullet}=\mathrm{O}.
Interpretação: o radical (o elétron desemparelhado) está essencialmente sobre o nitrogênio na representação de Lewis, e as cargas -1 ficam alternadamente em um dos oxigênios nas estruturas canônicas; na realidade eletrônica a carga e o elétron estão parcialmente deslocalizados.

Passo 7

Comentário sobre octeto e situação do nitrogênio (por que aceitável).
  • Nitrogênio não completa o octeto na estrutura de Lewis devido ao número ímpar de elétrons; isso é aceitável e caracteriza \mathrm{NO}_2 como radical.
  • As estruturas-resonância mostram que a ligação \mathrm{N}-\mathrm{O} tem caráter intermediário entre simples e dupla (uma ligação média) por delocalização.

Passo 8

Determinação da geometria molecular (forma) usando VSEPR de modo didático.
  • Para aplicar VSEPR contamos regiões de densidade eletrônica ao redor do átomo central (nitrogênio). Cada ligação \mathrm{N}-\mathrm{O} conta como uma região; o elétron desemparelhado também conta como uma região (sim, mesmo sendo só um elétron ele ocupa espaço e causa repulsão). Portanto temos: 2 regiões de ligação + 1 região do elétron isolado = 3 regiões eletrônicas.
  • Três regiões eletrônicas correspondem, em termos de geometria eletrônica, a uma disposição trigonal plana (arranjo que minimiza repulsões). Porém, como uma dessas regiões é um elétron isolado (não ligado), a geometria molecular (a forma observada pelas posições dos átomos) é angular (curvada, “bent”), semelhante à de uma molécula com 3 regiões e 1 par isolado (por exemplo, \mathrm{SO}_2 ou \mathrm{O}_3 têm bend).
  • O ângulo aproximado entre as ligações em \mathrm{NO}_2 é maior que 120^\circ? Na verdade, devido ao caráter do elétron desemparelhado e diferenças de repulsão, o ângulo experimental em \mathrm{NO}_2 é aproximadamente 134^\circ. (Não precisa decorar para a prova, mas é útil saber que não é exatamente 120^\circ.)

Passo 9

Determinação da hibridação do átomo central (explicação passo a passo).
  • Regra prática: o número de orbitais híbridos corresponde ao número de regiões de densidade eletrônica. Aqui são 3 regiões ao redor de N, logo a hibridação é \mathrm{sp}^2.
  • Em palavras: 1 orbital s + 2 orbitais p do nitrogênio combinam para formar três orbitais \mathrm{sp}^2 orientados em 120^\circ (arranjo trigonal plano eletronicamente); um dos orbitais \mathrm{p} remanescentes (não hibridizado) contribui para a formação de ligações \pi quando há dupla ligação parcial com oxigênio.
  • Conclusão: hibridação do nitrogênio central é \mathrm{sp}^2. (Os oxigênios que participam da dupla ligação também terão caráter \mathrm{sp}^2 para acomodar o par de elétrons não ligantes e o orbital p que forma a ligação \pi.)

Passo 10

Análise da polaridade (por que polar ou apolar).
  • A molécula tem geometria angular (não linear e não simétrica); mesmo na média eletrônica (considerando ressonância) não existe cancelamento perfeito dos momentos dipolares das ligações \mathrm{N}-\mathrm{O}.
  • Além disso, há distribuição desigual de carga (formal charge parcial positiva no N e parcial negativa em um dos O na estrutura canônica, e delocalização disso nas ressonâncias) e o elétron desemparelhado contribui para assimetria eletrônica.
  • Portanto \mathrm{NO}_2 é uma molécula polar.

Passo 11

Resumo final — desenho de Lewis, forma, hibridação e polaridade (tudo junto, claro e direto).
  • Estruturas de ressonância (Lewis):
\mathrm{O}=\mathrm{N}^{+\bullet}-\mathrm{O}^{-} \quad\longleftrightarrow\quad \mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}^{+\bullet}=\mathrm{O}.
  • Forma (geometria molecular): angular (curvada, bent), com ângulo aproximado \approx 134^\circ.
  • Hibridação do átomo central (nitrogênio): \mathrm{sp}^2.
  • Polaridade: a espécie é polar.

Resposta

Lewis (duas estruturas-resonância): \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+\bullet}-\mathrm{O}^{-}\longleftrightarrow\mathrm{O}^{-}-\mathrm{N}^{+\bullet}=\mathrm{O}
Forma: angular (bent), ângulo aproximado \approx 134^\circ
Hibridação do átomo central (N): \mathrm{sp}^2
Polaridade: polar

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