Escreva a estrutura de Lewis para No caso em que houver mais que uma estrutura de ressonância importante, dê todas as suas contribuições. Determine a geometria do átomo central usando a teoria RPECV.
NOF

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Escrever a(s) estrutura(s) de Lewis para a molécula NOF, listando todas as contribuições de ressonância importantes.
  • Determinar a geometria do átomo central usando a teoria RPECV.
Informações dadas/necessárias (valência dos átomos):
  • Nitrogênio: 5 elétrons de valência.
  • Oxigênio: 6 elétrons de valência.
  • Flúor: 7 elétrons de valência.
Total de elétrons de valência disponíveis:
5 + 6 + 7 = 18.

Passo 2

Breve revisão das regras práticas para desenhar estruturas de Lewis (passo a passo que vamos aplicar):
  1. Contar os elétrons de valência totais (já feito).
  2. Escolher o átomo central: normalmente o menos eletronegativo (exceto H). Não escolher H como central.
  3. Ligar átomos por ligações simples primeiro (cada ligação = 2 elétrons).
  4. Distribuir elétrons restantes como pares isolados primeiro nos átomos externos para completar octetos, depois no átomo central.
  5. Se algum átomo não tiver octeto, formar ligações múltiplas (dupla/tripla) movendo pares isolados em ligação.
  6. Calcular cargas formais para avaliar qual estrutura é mais razoável.
Fórmula para carga formal (explicada):
\text{carga formal} = V - (N_{\text{não-lig}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{lig}})ã
onde V é elétrons de valência do átomo livre, N_{\text{não-lig}}ã é número de elétrons não ligantes no átomo, e N_{\text{lig}} é número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo.

Passo 3

Escolha do átomo central:
  • Entre \text{N}, \text{O} e \text{F}, o menos eletronegativo (e que costuma ser central) é o \text{N}. Logo escolhemos \text{N} como átomo central e ligamos \text{F} e \text{O} a ele:
\text{F} - \text{N} - \text{O}.

Passo 4

Distribuição inicial de elétrons com ligações simples:
  • Duas ligações simples: \text{F}-\text{N} e \text{N}-\text{O}. Cada ligação usa 2 elétrons, então ligações usam 2\times 2 = 4 elétrons.
  • Elétrons restantes: 18 - 4 = 14 elétrons para colocar como pares isolados.
Colocando pares isolados para completar octetos dos átomos externos primeiro:
  • Flúor precisa completar octeto: já tem 1 ligação (2 elétrons), precisa de mais 6 elétrons \to coloca-se 3 pares isolados em \text{F}.
  • Oxigênio (com ligação simples no esboço) precisa completar octeto: já tem 1 ligação, precisa de 6 elétrons \to coloca-se 3 pares isolados em \text{O}.
Isso consome 6 + 6 = 12 elétrons dos 14 disponíveis. Sobra 2 elétrons, que vão para o átomo central \text{N} como 1 par isolado.
Resumo desta configuração inicial (todas ligações simples):
  • Pares isolados: \text{F}:3 pares, \text{O}:3 pares, \text{N}:1 par.
  • Todos os elétrons foram usados: 4 (ligações) + 12 (pares em F e O) + 2 (par em N) = 18.

Passo 5

Cálculo das cargas formais para a configuração com duas ligações simples:
  • Para \text{N}: V=5, não-lig =2 (um par), elétrons de ligação ao redor de N =4 (duas ligações simples \Rightarrow 4 elétrons) então
\text{CF}_N = 5 - \bigl(2 + \tfrac{1}{2}\cdot 4\bigr) = 5 - (2 + 2) = +1.
  • Para \text{O}: V=6, não-lig =6, ligação simples contribui com 2 elétrons então
\text{CF}_O = 6 - \bigl(6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2\bigr) = 6 - (6 + 1) = -1.
  • Para \text{F}: V=7, não-lig =6, ligação simples =2 elétrons então
\text{CF}_F = 7 - \bigl(6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2\bigr) = 7 - (6 + 1) = 0.
Resultado: configuração com ligações simples dá cargas formais \text{N}:+1, \text{O}:-1, \text{F}:0. Essa situação sugere que podemos reduzir a separação de carga (ou obter cargas formais menores) formando uma ligação múltipla onde for apropriado.

Passo 6

Tentar melhorar a distribuição de cargas: formar uma dupla ligação entre \text{N} e \text{O} movendo um par isolado de \text{O} para formar \text{N}=\text{O}.
Após formar \text{N}=\text{O}:
  • Ligações: \text{N}=\text{O} (dupla, 4 elétrons) e \text{N}-\text{F} (simples, 2 elétrons) → total ligações 6 elétrons.
  • Pares isolados: \text{F} mantém 3 pares isolados ( 6 elétrons); \text{O} passa a ter 2 pares isolados ( 4 elétrons); \text{N} mantém 1 par isolado ( 2 elétrons).
  • Soma: 6 (ligações) + 6+4+2 = 12 (pares isolados) = 18 elétrons — tudo ok.
Recalcular cargas formais nesta estrutura:
  • \text{N}: V=5, não-lig =2, elétrons de ligação ao redor de N =6 (uma ligação dupla = 4 elétrons e uma simples = 2 elétrons), então
\text{CF}_N = 5 - \bigl(2 + \tfrac{1}{2}\cdot 6\bigr) = 5 - (2 + 3) = 0.
  • \text{O}: V=6, não-lig =4, elétrons de ligação ao redor de O =4 (dupla), então
\text{CF}_O = 6 - \bigl(4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4\bigr) = 6 - (4 + 2) = 0.
  • \text{F}: V=7, não-lig =6, ligação simples =2 elétrons, então
\text{CF}_F = 7 - \bigl(6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2\bigr) = 7 - (6 + 1) = 0.
Agora todas as cargas formais são 0. Isso costuma indicar a estrutura de Lewis mais estável/ significativa: \text{F}-\text{N}=\text{O} com os pares isolados indicados.

Passo 7

Ressonância: existem outras formas de escrever ligações movendo pares, por exemplo uma estrutura onde \text{N}=\text{F} (dupla) e \text{N}-\text{O} (simples), o que levaria a cargas formais \text{F}:+1 e \text{O}:-1. Essa contribuição existe formalmente como ressonância, mas é energeticamente desfavorável porque colocaria carga positiva no átomo mais eletronegativo ( \text{F}). Portanto:
  • Contribuição dominante: estrutura neutra com \text{N}=\text{O} e \text{N}-\text{F}.
  • Contribuição secundária (menor): estrutura com \text{N}=\text{F} e \text{N}-\text{O} (tem separação de cargas \text{F}^{+} e \text{O}^{-}) — pouco importante.

Passo 8

Confirmação do octeto e observações finais sobre ligações:
  • Na estrutura dominante, todos os átomos têm octeto satisfeito: \text{F} (8 e-), \text{O} (8 e-), \text{N} (8 e- contando ligações).
  • Nitrogênio aqui tem uma dupla com oxigênio, uma simples com flúor e 1 par isolado.

Passo 9

Determinação da geometria do átomo central \text{N} usando a teoria RPECV (VSEPR):
  1. Contar regiões eletrônicas ao redor de \text{N}: cada ligação (simples ou múltipla) conta como uma região; cada par isolado conta como uma região. Em nossa estrutura existe:
    • \text{N}-\text{F} (uma região),
    • \text{N}=\text{O} (uma região),
    • 1 par isolado em \text{N} (uma região).
      Portanto número de regiões eletrônicas = 3.
  2. Geometria eletrônica para 3 regiões: \emph{trigonal planar}.
  3. Geometria molecular (considerando que uma dessas regiões é um par isolado): \emph{angular} (ou \emph{dobrado}, “bent”).
  4. Ângulo de ligação esperado: idealmente \displaystyle 120^\circ para trigonal planar; porém o par isolado ocupa mais espaço e comprime o ângulo de ligação, então o ângulo \angle\text{O–N–F} será um pouco menor que 120^\circ. Além disso, ligações múltiplas ocupam levemente mais espaço que ligações simples, reforçando pequenas variações. Em resumo: ângulo aproximado \lesssim 120^\circ (ligeiramente menor por efeito do par isolado).

Passo 10

Resumo final didático (como desenhar rapidamente na prova):
  1. Contar elétrons: 18.
  2. Montar esqueleto \text{F}-\text{N}-\text{O}.
  3. Preencher octetos em F e O primeiro; ajustar N formando \text{N}=\text{O} se necessário para zerar cargas formais.
  4. Resultado: estrutura principal \text{F}-\text{N}=\text{O} com pares isolados: \text{F} tem 3 pares, \text{O} tem 2 pares, \text{N} tem 1 par.
  5. Geometria segundo RPECV: eletrônico trigonal planar, molecular angular (dobrado), aproximadamente \lesssim 120^\circ.

Resposta

Estrutura principal de Lewis: \text{F}-\text{N}=\text{O} com pares isolados: \text{F} tem 3 pares, \text{O} tem 2 pares, \text{N} tem 1 par; cargas formais todas 0.
Contribuição secundária (resonante, menos importante): \text{F}=\text{N}-\text{O} com \text{F}^{+} e \text{O}^{-} (menos relevante porque coloca carga positiva em \text{F}).
Geometria do átomo central \text{N} (RPECV): geometria eletrônica \emph{trigonal planar} ( 3 regiões eletrônicas), geometria molecular \emph{angular} (dobrado); ângulo \angle\text{O–N–F} ligeiramente menor que 120^\circ.

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