Escreva a estrutura de Lewis e determine a geometria molecular de:
Passo 1
O que o exercício pede:
- Escrever a estrutura de Lewis do íon
. - Determinar a geometria molecular do íon.
Informações dadas (ou que precisamos inferir imediatamente):
- Cada átomo de nitrogênio tem
elétrons de valência. - O íon tem carga total
. - Vamos montar a estrutura de Lewis e, a partir dela, decidir a geometria do íon.
Passo 2
Contagem de elétrons de valência (passo fundamental antes de desenhar a estrutura)
- Cada
tem elétrons de valência, então três átomos de N fornecem elétrons. - Há uma carga extra de
, ou seja, mais elétron. - Total de elétrons de valência para distribuir:
elétrons.
Explicação didática: para montar a estrutura de Lewis sempre some todos os elétrons de valência dos átomos e some/subtraia elétrons conforme a carga do íon (soma se carga negativa, subtrai se positiva).
Passo 3
Escolha do esqueleto e primeiras ligações
- Para três átomos iguais a escolha natural é colocar o átomo central ligado aos outros dois:
. - Colocamos inicialmente ligações simples entre os átomos: isso consome
elétrons por ligação. Com duas ligações simples (entre N1–N2 e N2–N3) usamos elétrons. - Restam
elétrons a distribuir como pares não ligantes.
Didática: o ponto de partida é sempre um esqueleto plausível (átomo central ligado aos demais); depois coloca-se pares para completar octetos.
Passo 4
Distribuição de elétrons para completar octetos e testar múltiplas ligações
- Distribuímos os
elétrons restantes primeiramente colocando pares nos átomos terminais para completar seus octetos. - Se pusermos três pares (seis elétrons) em cada terminal, usamos
elétrons. Isso deixa o átomo central sem elétrons não ligantes e com apenas duas ligações simples (4 elétrons ao redor) — o que viola o octeto do nitrogênio central. - Para satisfazer o octeto do átomo central devemos formar ligações múltiplas (duplas ou triplas) entre o central e os terminais. Assim, trocamos pares isolados dos terminais por pares de ligação para dar ao átomo central oito elétrons ao redor.
- Uma solução compatível com todos os octetos é formar uma ligação dupla entre N1–N2 e outra ligação dupla entre N2–N3. Contagem:
- Duas ligações duplas correspondem a 4 pares de ligação = 8 elétrons em ligações ao redor do átomo central (octeto satisfeito).
- Cada átomo terminal fica com um par isolado adicional (2 elétrons) para completar seu octeto.
Resumo prático: a configuração com duas ligações duplas (N1=N2=N3) usa os 16 elétrons e respeita octetos.
Passo 5
Cálculo das cargas formais (importante para avaliar a estabilidade das formas)
- Fórmula da carga formal:
. - Para a estrutura com duas duplas (escrevendo simbolicamente
, onde os dois nitrogênios terminais têm um par isolado cada): - Átomo terminal (cada um): elétrons não ligantes
(dois pares), elétrons de ligação ao seu redor (uma ligação dupla). Então - Átomo central: elétrons não ligantes
, elétrons de ligação ao redor (duas duplas). Então
- Átomo terminal (cada um): elétrons não ligantes
- Soma das cargas formais:
, que concorda com a carga total do íon . Portanto a estrutura é válida. - Observação didática: essa estrutura (dupla–dupla) minimiza magnitudes maiores de cargas formais (evita um átomo com carga formal
), por isso é um bom contribuidor de ressonância.
Passo 6
Ressonância (por que desenhar apenas uma fórmula de Lewis não é suficiente)
- A estrutura com duas duplas e cargas formais
mostra que ambas as ligações N–N são equivalentes por simetria: a carga negativa está nos terminais e o central é positivo. - Existem também contribuintes de ressonância menos importantes (com uma ligação tripla e uma simples), mas esses contribuintes têm cargas formais maiores em magnitude em um dos átomos (por exemplo um terminal com
), então são menos importantes. A consequência prática: o íon tem ressonância que delocaliza a carga negativa sobre os átomos terminais, tornando as duas ligações N–N equivalentes por ressonância. - Conclusão física: as duas ligações N–N são equivalentes e a carga negativa está distribuída (ressonante) entre os dois terminais.
Didática: ressonância significa que a estrutura real é uma média das estruturas de Lewis possíveis; é por isso que frequentemente dizemos que as ligações são “intermediárias” entre simples e dupla/tríplice dependendo dos contribuintes.
Passo 7
Geometria molecular usando VSEPR (explicando passo a passo)
- Para aplicar VSEPR ao íon
focamos no átomo central (que define a forma). - Contamos domínios eletrônicos ao redor do átomo central: cada ligação (simples, dupla ou tripla) conta como um domínio de ligação. No nosso desenho, o átomo central está ligado a dois átomos por duas ligações múltiplas (dupla à esquerda e dupla à direita). Portanto existem exatamente dois domínios eletrônicos ao redor do central.
- VSEPR diz que dois domínios eletrônicos se organizam para ficarem o mais afastados possível — isto resulta em geometria linear, com ângulo de ligação de
. - Além disso, o átomo central não tem pares isolados segundo a estrutura que montamos (tinha 0 elétrons não ligantes), então não há distorção da geometria linear.
Resumo didático: átomos ligados = domínios; dois domínios → geometria linear; pares isolados mudam ângulos, mas aqui não há pares isolados no central.
Passo 8
Resumo final / conclusão pedagógica (para usar na prova)
- Montei o esqueleto
, somei elétrons de valência e ajustei para completar octetos. - A melhor estrutura de Lewis que minimiza cargas formais tem duas ligações duplas:
. - Essa estrutura representa um íon com ressonância que torna as duas ligações N–N equivalentes.
- Pelo modelo VSEPR, o átomo central tem dois domínios eletrônicos e nenhum par isolado, então a geometria molecular é linear (
).