Explique pela teoria que achar mais adequada, como se pode explicar a ligação nas seguintes espécies:
\mathrm{O}_{3}

Passo 1

O que o enunciado pede e o que nos é dado:
  • Pede: explicar, pela teoria mais adequada, como se dá a ligação na espécie \mathrm{O}_3 (ozono).
  • Dado: apenas a fórmula da molécula \mathrm{O}_3.
    Logo, é preciso descrever a natureza das ligações entre os átomos de oxigênio, a distribuição de elétrons (estruturas de Lewis / ressonância), a ordem de ligação e a geometria/hipridização do átomo central.

Passo 2

Escolha do método de explicação (e por que):
  • Vou usar a teoria de estruturas de Lewis e ressonância para explicar a distribuição de elétrons e as cargas formais (método básico, intuitivo e exigido em provas).
  • Vou complementar com conceitos de hibridização/VSEPR para explicar a geometria e com a ideia de orbitais \pi deslocalizados (conceito da teoria molecular de orbitais) para justificar a igualdade das duas ligações e a ordem de ligação fracionária.
  • Motivo: Lewis/ressonância é a forma mais direta para mostrar por que não existe uma ligação simples e outra dupla fixas; hibridização/VSEPR explica ângulo e forma; a ideia de \pi deslocalizado dá a visão eletrônica mais refinada (mas sem complicar com diagramas MO completos).

Passo 3

Contagem de elétrons de valência e esqueleto da molécula:
  • Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência. Então o total é
6 + 6 + 6 = 18
elétrons de valência para \mathrm{O}_3.
  • Esqueleto mais razoável: um oxigênio central ligado a dois oxigênios terminais: \mathrm{O}-\mathrm{O}-\mathrm{O}.
  • Primeira tentativa: colocar ligações simples entre átomos consome 2 \times 2 = 4 elétrons (dois pares para duas ligações), sobrando 18-4=14 elétrons para distribuir como pares não-ligantes.

Passo 4

Montagem de estruturas de Lewis e distribuição de pares:
  • Distribuir pares não-ligantes primeiro nos átomos terminais para completar octetos. Se cada terminal recebe 3 pares (6 elétrons), já usamos 2 \times 6 = 12 elétrons; sobram 14-12=2 elétrons, que vão como um par não-ligante no oxigênio central.
  • Com essa config com ligações simples o oxigênio central teria só 6 elétrons ao redor (não completa octeto). Para completar o octeto central é necessário formar uma ligação dupla entre centro e um dos terminais, movendo um par não-ligante de um terminal para formar uma ligação \pi.
  • Assim aparecem duas estruturas equivalentes de ressonância: em uma, o vínculo duplo está à esquerda e simples à direita; na outra, o duplo está à direita e simples à esquerda. Em cada uma temos total de 18 elétrons distribuídos corretamente.

Passo 5

Cálculo de cargas formais (como verificar a melhor estrutura):
  • Fórmula para carga formal de um átomo:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência}) - (\text{elétrons não-ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons de ligação})éêéãéçã
  • Tomando a estrutura com uma ligação dupla à esquerda e simples à direita:
    • Oxigênio terminal ligado por dupla: tem 2 pares não-ligantes ( 4 e -) e uma ligação dupla (4 elétrons de ligação). Então
    \text{carga} = 6 - 4 - \tfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
    • Oxigênio central: tem 1 par não-ligante ( 2 e -) e participa de 1 ligação dupla (4 e -) e 1 simples (2 e -) totalizando 6 elétrons de ligação. Então
    \text{carga} = 6 - 2 - \tfrac{6}{2} = 6 - 2 - 3 = +1.
    • Oxigênio terminal ligado por simples: tem 3 pares não-ligantes ( 6 e -) e 1 ligação simples (2 e -):
    \text{carga} = 6 - 6 - \tfrac{2}{2} = 6 - 6 - 1 = -1.
  • Resultado: em cada forma de ressonância há um oxigênio com carga -1, um neutro e o átomo central com carga +1. As duas formas são equivalentes (apenas trocam qual terminal é negativo).

Passo 6

Interpretação por ressonância: híbrido com ligação parcial
  • Como as duas estruturas de Lewis são equivalentes, a descrição correta é o híbrido de ressonância: a ligação \pi está deslocalizada entre os dois oxigênios terminais através do átomo central.
  • Ordem de ligação média entre cada par O–O é a média de uma ligação simples ( 1) e uma dupla ( 2):
\text{ordem média} = \frac{1 + 2}{2} = 1{,}5.é
  • Consequência: as duas ligações O–O em \mathrm{O}_3 são equivalentes e têm comprimento intermediário, aproximadamente \approx 1{,}278\\ \text{\AA} (valor experimental típico), menor que uma simples e maior que uma dupla.

Passo 7

Hibridização do átomo central e geometria molecular (VSEPR):
  • Regiões de densidade eletrônica ao redor do oxigênio central:
    • duas ligações sigma ( \mathrm{O}-\mathrm{O}) e um par não-ligante → total de 3 regiões de densidade.
  • Três regiões indicam hibridização \mathrm{sp}^2 para o átomo central. Logo a estrutura geométrica ideal é trigonal plana para os orbitais sp ^2, mas com um par não-ligante que reduz o ângulo entre ligações.
  • Assim a molécula fica angular (em “V”), com ângulo de ligação experimental próximo de \approx 116^\circ 117^\circ, o que confere a forma observada do ozono.

Passo 8

Explicação eletrônica fina: orbitais \pi deslocalizados
  • Em termos de orbitais atômicos, após hibridização \mathrm{sp}^2 cada oxigênio tem um orbital p não-hibridizado perpendicular ao plano da molécula.
  • Esses três orbitais p se sobrepõem lateralmente, formando um sistema \pi com orbitais moleculares estendidos (delocalizados) ao longo das três posições O–O–O.
  • A deslocalização do par \pi explica porque a ligação dupla “passeia” entre os terminais em vez de ficar fixa: a densidade eletrônica \pi está repartida, estabilizando a molécula (energia de ressonância).

Passo 9

Consequências químicas e dicas de prova
  • Consequências:
    • Dois ligações equivalentes O–O com ordem 1{,}5 e comprimento intermediário.
    • Carga parcial negativa nos oxigênios terminais e parcial positiva no átomo central — isso explica reatividade eletrofílica no centro e nucleofilia nos terminais.
    • Estabilização por ressonância.
  • Dicas para prova (passos a seguir):
    1. Contar elétrons de valência.
    2. Montar esqueleto e distribuir pares para completar octetos.
    3. Se necessário, formar ligações múltiplas para completar octetos.
    4. Calcular cargas formais para escolher melhores estruturas.
    5. Identificar formas de ressonância equivalentes e concluir ordem de ligação média.
    6. Determinar regiões de densidade e hibridização (VSEPR) para obter geometria.

Resposta

A ligação em \mathrm{O}_3 é melhor explicada por estruturas de ressonância: existem duas estruturas de Lewis equivalentes (uma com uma ligação dupla à esquerda e simples à direita, a outra invertida), que geram um híbrido de ressonância onde as duas ligações O–O são equivalentes com ordem média 1{,}5. O átomo central é \mathrm{sp}^2 e a molécula é angular (ângulo \approx116^\circ 117^\circ). As cargas formais em cada forma são +1 no átomo central e -1 num dos terminais (que se alternam nas formas), e a \pi está deslocalizada sobre os três oxigênios, causando estabilização por ressonância.

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