9- Escreva as estruturas de ressonância para o cátion nitril, \mathrm{NO}_{2}^{+}e do cloreto de nitrila, \mathrm{ClNO}_{2} (N é o átomo central).
Teórica

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva as estruturas de ressonância para: \mathrm{NO}_{2}^{+} e para \mathrm{ClNO}_{2}, com o átomo de nitrogênio ( \mathrm{N}) como átomo central.
Informações dadas (diretas do enunciado):
  • Espécies a desenhar: \mathrm{NO}_{2}^{+} (cátion) e \mathrm{ClNO}_{2} (neutro).
  • O átomo central é \mathrm{N}.
O que preciso entregar:
  • As estruturas de Lewis / ressonância (todas as formas canônicas relevantes) para cada espécie, indicando cargas formais quando for apropriado, e justificar por que aquelas são as formas principais de ressonância.

Passo 2

Breve método que vou usar (passos gerais para desenhar Lewis e ressonância — explicado passo a passo para você conseguir aplicar na prova):
  1. Contar elétrons de valência totais (somar valência dos átomos e subtrair/ajustar para carga total).
  2. Montar a esqueleto com \mathrm{N} no centro e ligando os outros átomos a ele por ligações simples.
  3. Distribuir elétrons restantes como pares não-ligantes primeiro em átomos externos para completar octeto (ou como possível).
  4. Se algum átomo (especialmente \mathrm{N}) ficar sem octeto, formar ligações múltiplas (duplas/triplas) movendo pares dos átomos eletronegativos para formar ligações.
  5. Calcular cargas formais para cada átomo em cada estrutura e escolher as estruturas com menores cargas formais magnitudes e distribuição razoável (cargas negativas preferencialmente em átomos mais eletronegativos).
  6. Identificar formas de ressonância: estruturas que diferem apenas na posição de elétrons π (ligações múltiplas e pares eletrônicos), mantendo o mesmo arranjo dos núcleos.
Vou aplicar exatamente isso para cada espécie, explicando cada conta.

Passo 3

Desenhando \mathrm{NO}_{2}^{+}
  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{elétrons totais} = 5\;(\text{N}) + 2\times 6\;(\text{O}) - 1\;(\text{carga }+1) = 5 + 12 - 1 = 16.é
  1. Esqueleto: com \mathrm{N} central ligado a duas \mathrm{O}:
    \mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{O}. Uso inicialmente duas ligações simples: isso usa 2\times 2 = 4 elétrons. Restam 16-4=12 elétrons para distribuir.
  2. Completar octetos nos oxigênios externos primeiro: cada \mathrm{O} precisa de 8 elétrons ao redor (contando elétrons de ligação). Com ligações simples cada \mathrm{O} necessita de 3 pares (6 elétrons) em pares isolados para completar o octeto. Colocando 3 pares em cada \mathrm{O} usa 2\times 6 = 12 elétrons — exatamente os que restavam. Agora a distribuição seria:
  • cada \mathrm{O}: 3 pares (seis elétrons) + 1 par de ligação com \mathrm{N} = 8 elétrons (octeto ok);
  • \mathrm{N}: apenas duas ligações simples (4 elétrons ao redor) -> octeto NÃO preenchido.
  1. Para dar octeto ao \mathrm{N} precisamos transformar um par não-ligante de um oxigênio em um par ligado (formando ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O}). Como há dois oxigênios idênticos, podemos formar ligações duplas com ambos ao mesmo tempo? Verificando elétrons: se eu transformar ambos os \mathrm{N}-\mathrm{O} em duplas, cada oxigênio perde um par isolado para formar ligação dupla; isso não adiciona/retira elétrons, apenas redistribui, e o nitrogênio ficaria com duas ligações duplas, totalizando 8 elétrons ao seu redor (2 pares de cada dupla = 4 pares = 8 elétrons) — octeto satisfeito. Vamos checar formalmente.
  2. Forma resultante: \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O} (ambas ligações duplas). Agora verificar cargas formais:
  • Cada oxigênio em ligação dupla: valência 6, tem 4 elétrons não-ligantes e recebe 2 elétrons de ligações (metade dos 4 da ligação dupla) → elétrons atribuídos = 4 + 2 = 6 → carga formal = 6 - 6 = 0.
  • Nitrogênio: valência 5, sem pares isolados e com duas ligações duplas (4 pares de ligação, 8 elétrons de ligação; metade atribuída = 4 elétrons) → elétrons atribuídos = 4 → carga formal = 5 - 4 = +1.
    A soma das cargas formais é +1, consistente com a carga do íon.
  1. Ressonância: trocar a posição das duplas entre oxigênios produziria uma forma equivalente; porém aqui as duas duplas existem simultaneamente (ambas duplas) — geometricamente a estrutura é \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O}, linear e simétrica. Não existem formas alternativas com melhores (mais baixas) cargas formais; a representação padrão é a de duas ligações duplas com \mathrm{N}^{+}. Podemos dizer que as formas “trocam” os rótulos dos oxigênios, mas elas são idênticas por simetria. Então a contribuição de ressonância é essencialmente uma única forma canônica (ou duas idênticas por troca de oxigênios).
Resumo da conclusão para \mathrm{NO}_{2}^{+}: estrutura de Lewis dominante é \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O} (linear), com \mathrm{N} com carga formal +1 e cada \mathrm{O} carga formal 0.

Passo 4

Desenhando \mathrm{ClNO}_{2} (nitryl chloride), \mathrm{N} central
  1. Contagem de elétrons de valência:
\text{elétrons totais} = 7\;(\text{Cl}) + 5\;(\text{N}) + 2\times 6\;(\text{O}) = 7 + 5 + 12 = 24.é
  1. Esqueleto: com \mathrm{N} central ligado a \mathrm{Cl} e aos dois \mathrm{O}:
    \mathrm{Cl}-\mathrm{N}-\mathrm{O} e \mathrm{N}-\mathrm{O} (dois oxigênios ligados ao N). Começo com ligações simples: isso usa 3\times 2 = 6 elétrons. Restam 24-6=18 elétrons para distribuir.
  2. Completar octetos nos átomos externos ( \mathrm{Cl} e os dois \mathrm{O}):
  • \mathrm{Cl} com ligação simples precisa de 3 pares isolados (6 elétrons) para completar octeto.
  • Cada \mathrm{O}, se permanecer com ligação simples, precisaria de 3 pares (6 elétrons) também.
    Colocando 3 pares em cada \mathrm{O} e 3 pares em \mathrm{Cl} usaria 3\times 6 = 18 elétrons — exatamente os que restavam. Após isso:
  • cada \mathrm{O}: octeto completo com ligação simples (boa),
  • \mathrm{Cl}: octeto completo com ligação simples (boa),
  • \mathrm{N}: tem apenas três ligações simples ao redor → 6 elétrons ao redor → NÃO satisfez octeto.
  1. Para satisfazer o octeto do \mathrm{N} precisamos formar ligação dupla com um dos oxigênios, movendo um par isolado de um oxigênio para formar a ligação \mathrm{N}=\mathrm{O}. Assim \mathrm{N} terá uma ligação dupla a um oxigênio (contando 4 elétrons), e duas ligações simples (uma ao outro oxigênio e uma ao cloro), somando 8 elétrons ao redor do nitrogênio — octeto satisfeito. Importante: não é possível formar duas ligações duplas ao mesmo tempo sem exceder o octeto do nitrogênio (duas duplas + uma simples daria 10 elétrons no N), então a solução é ter exatamente UMA ligação dupla com oxigênio e a outra ligação ao oxigênio ser simples.
  2. Após isso, distribuo pares isolados:
  • Oxigênio ligado por dupla: terá 2 pares isolados (4 elétrons) + 2 pares de ligação = 8 elétrons → formal charge 0.
  • Oxigênio ligado por simples: terá 3 pares isolados (6 elétrons) + 1 par de ligação → total atribuído = 6 + 1 = 7 elétrons → formal charge = 6 - 7 = -1.
  • Nitrogênio: sem pares isolados e com uma dupla + duas simples → elétrons atribuídos = metade das ligações = 4 → formal charge = 5 - 4 = +1.
  • Cloro: com ligação simples e 3 pares isolados → elétrons atribuídos = 6 + 1 = 7 → formal charge = 7 - 7 = 0.
  1. Assim uma forma canônica é:
    \mathrm{Cl}-\mathrm{N}^{+}(=\mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}
    onde um oxigênio está duplamente ligado (neutro) e o outro é simples e carrega carga formal -1; \mathrm{N} carrega +1, \mathrm{Cl} é neutro.
  2. Ressonância: as duas posições dos oxigênios são equivalentes (os dois oxigênios ligam-se ao mesmo átomo \mathrm{N} e são indistinguíveis por átomo), portanto existe uma segunda forma canônica na qual a dupla é com o outro oxigênio e a carga negativa está sobre o primeiro. Ou seja, as duas formas canônicas principais são:
  • \mathrm{Cl}-\mathrm{N}^{+}(=\mathrm{O}_1)-\mathrm{O}_2^{-}
  • \mathrm{Cl}-\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}_1^{-}(=\mathrm{O}_2)
Estas duas estruturas são intercambiáveis por ressonância e o híbrido de ressonância delocaliza a carga negativa sobre os dois oxigênios, conferindo caráter parcial de dupla ligação a ambas \mathrm{N}-\mathrm{O} e uma carga parcial positiva no nitrogênio. O cloro permanece formalmente neutro em ambas as formas (e não é o local da carga negativa, que fica nos oxigênios — que são mais eletronegativos).

Passo 5

Observações finais didáticas e dicas para a prova (curtas e úteis):
  • Sempre conte elétrons de valência corretamente e ajuste pela carga do íon (subtraindo elétrons para cátions).
  • Nitrogênio não pode ter mais que 8 elétrons ao redor (regra do octeto) na grande maioria das estruturas de Lewis; isso guia quantas ligações duplas são possíveis.
  • Ao calcular cargas formais: carga formal = (valência do átomo) - (nº elétrons não-ligantes atribuídos ao átomo) - (metade dos elétrons de ligação atribuídos).
  • Para encontrar as formas de ressonância, procure movimentos de pares eletrônicos que preservem o número e a localização dos núcleos (movimentos de π e pares que criam/rompem ligações múltiplas entre os mesmos átomos).
  • Em \mathrm{ClNO}_2 lembre-se: o resultado correto é que a carga negativa fica sobre oxigênios (mais eletronegativos), e o nitrogênio fica com carga positiva — isso é o que minimiza energia (bom pra resolver rápido na prova).

Resposta

\mathrm{NO}_{2}^{+}:\quad \mathrm{O}=\mathrm{N}^{+}=\mathrm{O}
\mathrm{ClNO}_{2}:\quad duas formas de ressonância principais\n
\mathrm{Cl}-\mathrm{N}^{+}(=\mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}\n
\mathrm{Cl}-\mathrm{N}^{+}-\mathrm{O}^{-}(=\mathrm{O})

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