Dê a hibridização do átomo central de cada uma das espécies a seguir, e diga se o arranjo em torno de sua ligação é linear, trigonal planar ou tetraédrico:
{ }^{+} \mathrm{NH}_{4}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a espécie \mathrm{NH}_4^+:
  • Determinar a hibridização do átomo central.
  • Dizer se o arranjo em torno de sua ligação é linear, trigonal planar ou tetraédrico.
Informação disponível: a espécie é \mathrm{NH}_4^+ (íon amônio). O átomo central a analisar é o nitrogênio.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório para montar a estrutura de Lewis):
  • Nitrogênio: \,5 elétrons de valência.
  • Cada hidrogênio: \,1 elétron de valência; quatro hidrogênios dão \,4 elétrons.
  • A carga positiva remove 1 elétron do total.
Somando:
5 + 4 - 1 = 8
Logo, a estrutura de Lewis deve usar \,8 elétrons totais (quatro pares) para a molécula íon.

Passo 3

Montagem da estrutura de Lewis (explicação didática passo a passo):
  • Coloca-se o nitrogênio no centro e liga-se cada hidrogênio a ele com uma ligação simples.
  • Cada ligação simples contém 2 elétrons. Quatro ligações simples usam
4 \times 2 = 8
elétrons, que é exatamente o número disponível.
  • Não sobram elétrons para pares não ligantes no nitrogênio, portanto o nitrogênio não tem pares isolados na estrutura de \mathrm{NH}_4^+.
Representação esquemática: o nitrogênio forma quatro ligações N–H e não possui pares livres.

Passo 4

Contagem de regiões de densidade eletrônica e relação com hibridização:
  • Ao redor do nitrogênio temos quatro pares ligantes (quatro regiões de densidade eletrônica).
  • Regra prática (VSEPR/hibridização):
    • 2 regiões → hibridização \mathrm{sp} (linear),
    • 3 regiões → hibridização \mathrm{sp}^2 (trigonal planar),
    • 4 regiões → hibridização \mathrm{sp}^3 (tetraédrico).
Aqui há 4 regiões, portanto o nitrogênio está hibridizado como \mathrm{sp}^3.
Breve explicação física do que isso significa (didático): hibridização \mathrm{sp}^3 resulta da mistura de um orbital s com três orbitais p, formando quatro orbitais híbridos equivalentes apontando para os vértices de um tetraedro ideal, com ângulo de ligação aproximado \,109{,}5^\circ. Assim as quatro ligações N–H ocupam posições tetraédricas.

Passo 5

Cálculo rápido de carga formal para confirmar a razão da carga positiva:
Fórmula geral: \text{carga formal} = \text{elétrons de valência} - \text{elétrons não-ligantes} - \tfrac{1}{2}\times\text{elétrons ligantes}éêéãé.
Para o nitrogênio em \mathrm{NH}_4^+:
\text{carga formal}_\mathrm{N} = 5 - 0 - \tfrac{1}{2}\times 8 = 5 - 4 = +1.
Cada hidrogênio tem carga formal 0. Isso confirma que a carga positiva do íon está no nitrogênio, consistente com a fórmula \mathrm{NH}_4^+.

Resposta

Hibridização: \mathrm{sp}^3
Arranjo: tetraédrico

Exercícios relacionados