Explique pela teoria que achar mais adequada, como se pode explicar a ligação nas seguintes espécies:
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
(ozono). - Dado: apenas a fórmula da molécula
.
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
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
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
elétrons de valência para
.
- Esqueleto mais razoável: um oxigênio central ligado a dois oxigênios terminais:
. - Primeira tentativa: colocar ligações simples entre átomos consome
elétrons (dois pares para duas ligações), sobrando 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
elétrons; sobram 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
. - 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:
- Tomando a estrutura com uma ligação dupla à esquerda e simples à direita:
- Oxigênio terminal ligado por dupla: tem 2 pares não-ligantes (
e ) e uma ligação dupla (4 elétrons de ligação). Então
- Oxigênio central: tem 1 par não-ligante (
e ) e participa de 1 ligação dupla (4 e ) e 1 simples (2 e ) totalizando 6 elétrons de ligação. Então
- Oxigênio terminal ligado por simples: tem 3 pares não-ligantes (
e ) e 1 ligação simples (2 e ):
- Oxigênio terminal ligado por dupla: tem 2 pares não-ligantes (
- Resultado: em cada forma de ressonância há um oxigênio com carga
, um neutro e o átomo central com carga . 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
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 (
) e uma dupla ( ):
- Consequência: as duas ligações O–O em
são equivalentes e têm comprimento intermediário, aproximadamente (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 (
) e um par não-ligante → total de 3 regiões de densidade.
- duas ligações sigma (
- Três regiões indicam hibridização
para o átomo central. Logo a estrutura geométrica ideal é trigonal plana para os orbitais sp , 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
– , o que confere a forma observada do ozono.
Passo 8
Explicação eletrônica fina: orbitais
deslocalizados
- Em termos de orbitais atômicos, após hibridização
cada oxigênio tem um orbital p não-hibridizado perpendicular ao plano da molécula. - Esses três orbitais p se sobrepõem lateralmente, formando um sistema
com orbitais moleculares estendidos (delocalizados) ao longo das três posições O–O–O. - A deslocalização do par
explica porque a ligação dupla “passeia” entre os terminais em vez de ficar fixa: a densidade eletrônica está repartida, estabilizando a molécula (energia de ressonância).
Passo 9
Consequências químicas e dicas de prova
- Consequências:
- Dois ligações equivalentes O–O com ordem
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.
- Dois ligações equivalentes O–O com ordem
- Dicas para prova (passos a seguir):
- Contar elétrons de valência.
- Montar esqueleto e distribuir pares para completar octetos.
- Se necessário, formar ligações múltiplas para completar octetos.
- Calcular cargas formais para escolher melhores estruturas.
- Identificar formas de ressonância equivalentes e concluir ordem de ligação média.
- Determinar regiões de densidade e hibridização (VSEPR) para obter geometria.
Resposta
A ligação em
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
. O átomo central é
e a molécula é angular (ângulo
–
). As cargas formais em cada forma são
no átomo central e
num dos terminais (que se alternam nas formas), e a
está deslocalizada sobre os três oxigênios, causando estabilização por ressonância.