Exercício 1: Faça a representação de Lewis das espécies químicas a seguir. Indique a hibridização dos átomos centrais:
NO

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a espécie \mathrm{NO}:
  • Fazer a representação de Lewis da molécula \mathrm{NO}.
  • Indicar a hibridização do átomo central (nitrogênio).
Informações fornecidas e que vamos usar:
  • Número de elétrons de valência: \mathrm{N} tem \,5 elétrons; \mathrm{O} tem \,6 elétrons.
  • Total de elétrons de valência disponíveis: \,5+6=11 elétrons.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência e observação inicial (muito importante):
  • Somando, tem-se \,11 elétrons de valência no total. Como é um número ímpar, a espécie terá um elétron desemparelhado (radical) — isso já indica que \mathrm{NO} é paramagnético.
  • Esqueleto da molécula: como é diatômica, o esqueleto é simplesmente \mathrm{N}-\mathrm{O}.
Explicação conceitual rápida (como aplicar na prova): primeiro sempre conte os elétrons de valência; se o total for ímpar, espere um radical. Depois coloque uma ligação simples e distribua elétrons em pares (lone pairs) dando prioridade ao átomo mais eletronegativo (oxigênio).

Passo 3

Distribuição inicial dos elétrons (tentativa com ligação simples):
  • Coloca-se inicialmente uma ligação simples \mathrm{N}-\mathrm{O}, que consome \,2 elétrons. Restam \,11-2=9 elétrons.
  • Preenche-se primeiro os pares em \mathrm{O} até completar octeto: o oxigênio precisa de mais \,6 elétrons (três pares) para ter oito ao redor (já conta os ,2 da ligação). Isso usa \,6 dos \,9 restantes, sobrando \,3 elétrons.
  • Colocam-se os \,3 elétrons restantes em \mathrm{N}: isso dá a \mathrm{N} um par isolado (2 elétrons) e um elétron desemparelhado (1 elétron).
Cálculo de cargas formais nesta disposição:
  • Fórmula da carga formal (lembrete para a prova):
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligantes}).éêáéãé
  • Para a configuração com ligação simples:
    • \mathrm{N}: 5 - (3) - \tfrac{1}{2}(2) = 5 - 3 - 1 = +1. (onde 3 são os elétrons não-ligantes em N: um par + um desemparelhado)
    • \mathrm{O}: 6 - (6) - \tfrac{1}{2}(2) = 6 - 6 - 1 = -1.
Portanto a estrutura com ligação simples dá cargas formais \,+1 em \mathrm{N} e -1 em \mathrm{O}. Podemos melhorar a estrutura verificando se é possível formar uma ligação adicional (ligação dupla) para reduzir cargas formais.

Passo 4

Formação da ligação dupla (melhorando a estrutura):
  • Uma das pares do oxigênio pode virar uma ligação adicional para o nitrogênio, formando uma ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O}.
  • Recontando elétrons: ainda são \,11 elétrons no total; na nova distribuição o oxigênio passa a ter duas pares isolados (4 elétrons) e participa da ligação dupla; o nitrogênio fica com um par isolado e um elétron desemparelhado.
  • Cargas formais agora:
    • \mathrm{N}: 5 - (3) - \tfrac{1}{2}(4) = 5 - 3 - 2 = 0. (onde 3 são os elétrons não-ligantes em N: um par + um desemparelhado; ligação dupla tem 4 elétrons)
    • \mathrm{O}: 6 - (4) - \tfrac{1}{2}(4) = 6 - 4 - 2 = 0.
Conclusão desta etapa: a estrutura com ligação dupla e o elétron desemparelhado no nitrogênio dá cargas formais nulas em ambos os átomos, então é a melhor fórmula de Lewis por critérios de cargas formais mínimas.

Passo 5

Escrevendo a estrutura de Lewis final e interpretando-a (passo-a-passo para a prova):
  • Estrutura (descrita em palavras, para desenhar na prova): \mathrm{N}=\mathrm{O} com:
    • No nitrogênio: um par isolado (2 elétrons) e um elétron desemparelhado (radical) — totalizando 3 elétrons não-ligantes no nitrogênio; participa da ligação dupla.
    • No oxigênio: dois pares isolados (4 elétrons) além da ligação dupla.
  • Verificação do octeto: o oxigênio tem 8 elétrons ao seu redor (dois pares + duas ligações compartilhadas); o nitrogênio tem 7 elétrons ao seu redor (um par isolado + duas ligações na dupla + o elétron desemparelhado) — por ser um radical, o nitrogênio não completa o octeto; isso é aceitável.
  • Observação física importante (útil na prova ou num exercício de propriedades): por ter um elétron desemparelhado, \mathrm{NO} é paramagnético. No nível de teoria de orbitais moleculares, isso leva a um bond order intermediário; mas para o desenho de Lewis aceitamos a estrutura dupla com radical em \mathrm{N}.

Passo 6

Determinação da hibridização do nitrogênio (como raciocinar rápido na prova):
  • Regra prática para hibridização (fórmula usada): contar o número de regiões de densidade eletrônica ligante no átomo central considerando apenas ligações sigma e pares isolados (os elétrons desemparelhados que ocupam orbital p para formar estados π não contam como região que exige hibridização extra).
  • No nitrogênio da estrutura final:
    • Ligações sigma: a ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O} tem um \sigma e um \pi. Para contar hibridização conta-se apenas o \sigma (ou seja, uma região de ligação).
    • Pares isolados: \,1 par isolado em \mathrm{N}.
    • Logo o número de regiões (estérico) é \,1 (sigma) + \,1 (lone pair) =2.
  • Com número de regiões =2, a hibridização correspondente é \mathrm{sp}.
  • Interpretação: os dois orbitais \mathrm{sp} ficam alinhados (uma contém o par isolado e a outra forma o orbital \sigma da ligação). Os dois orbitais p restantes do nitrogênio ficam perpendicularmente orientados e são usados para formar os orbitais \pi (onde se localiza também o elétron desemparelhado).

Resposta

Estrutura de Lewis: \mathrm{N}=\mathrm{O} com o nitrogênio contendo um par isolado e um elétron desemparelhado (radical) e o oxigênio contendo dois pares isolados; cargas formais: 0 em ambos os átomos.
Hibridização do átomo central (nitrogênio): \mathrm{sp}.

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