Indique o tipo de ligação, a polaridade da ligação, a polaridade da molécula, a geometria molecular e a estrutura de Lewis, dos seguintes compostos:
\mathrm{N}_{2}

Passo 1

O enunciado pediu, para a molécula \mathrm{N}_{2}, que eu indique:
  • o tipo de ligação,
  • a polaridade da ligação,
  • a polaridade da molécula,
  • a geometria molecular,
  • e a estrutura de Lewis.
Informações relevantes dadas (explícitas ou óbvias para a molécula \mathrm{N}_{2}):
  • Trata‑se de uma molécula diatômica formada por dois átomos de nitrogênio.
  • Cada átomo de nitrogênio tem 7 elétrons no total e configuração eletrônica de valência 2s^{2}2p^{3}, portanto cada átomo contribui com 5 elétrons de valência.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência — passo fundamental para a estrutura de Lewis.
Explicação didática:
  • Para montar a estrutura de Lewis, primeiro contamos os elétrons de valência (os que participam das ligações).
  • Cada átomo de nitrogênio possui 5 elétrons de valência (porque a configuração de valência é 2s^{2}2p^{3}).
  • Como há dois átomos, o total de elétrons de valência é
5 + 5 = 10.
Isso significa que, para desenhar a estrutura de Lewis, devemos distribuir 10 elétrons ao redor dos átomos de forma a satisfazer a regra do octeto quando possível.

Passo 3

Montagem passo a passo da estrutura de Lewis.
Estratégia:
  • Começar ligando os dois átomos com um par de elétrons (uma ligação simples), e depois adicionar elétrons não ligantes (pares livres) até completar octetos. Se sobrar deficit de elétrons nos octetos, transformar pares livres em ligações múltiplas.
Execução:
  1. Coloca-se uma ligação simples entre os dois átomos: isso usa 2 elétrons. Restam 10 - 2 = 8 elétrons.
  2. Distribui-se os 8 elétrons restantes como pares livres inicialmente. Se colocarmos 3 pares livres (6 elétrons) em cada átomo para completar octetos, não haveria elétrons suficientes. Então experimentamos formar multiplas ligações.
  3. Para cada nitrogênio ter um octeto, a solução é formar uma ligação tripla entre eles: três pares compartilhados (6 elétrons) formam a ligação tripla; além disso cada nitrogênio fica com um par livre (2 elétrons) para completar o octeto.
    • Verificação: ligação tripla usa 6 elétrons; dois pares livres (um em cada átomo) usam 4 elétrons; total 6+4=10 elétrons, que é o que temos.
Assim a estrutura de Lewis fica representada por:
\mathrm{:N\equiv N:}
Interpretação: cada \mathrm{N} tem um par solitário (dois pontos) e as três linhas \equiv representam a ligação tripla (três pares de elétrons compartilhados).

Passo 4

Cálculo de cargas formais — checagem da melhor estrutura de Lewis.
Conceito rápido: a carga formal em um átomo é
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo isolado}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons ligantes}).éêáéãé
Aplicando para cada nitrogênio na estrutura \mathrm{:N\equiv N:}:
  • Elétrons de valência do N isolado: 5.
  • Elétrons não ligantes em cada N: 2 (o par solitário).
  • Elétrons ligantes (pares compartilhados) conectados a cada N: 6 (três ligações).
    Logo
\text{carga formal} = 5 - 2 - \tfrac{1}{2}\cdot 6 = 5 - 2 - 3 = 0.
Resultado: cada átomo tem carga formal 0. Estrutura com cargas formais zero confirma que a estrutura com ligação tripla é a mais adequada.

Passo 5

Bond order (ordem de ligação) a partir da estrutura de Lewis e interpretação.
Definição simples: ordem de ligação = número de pares eletrônicos compartilhados entre dois átomos (ou, mais geralmente, diferença entre elétrons em orbitais ligantes e antiligantes dividida por 2 na teoria de orbitais moleculares).
Da Lewis, entre os dois N há três pares compartilhados, então a ordem de ligação é
\text{ordem de ligação} = 3.çã
Significado prático: ligação tripla costuma ser mais curta e mais forte que ligações duplas ou simples.

Passo 6

Confirmação pelo modelo de orbitais moleculares (explicação didática, rápida e útil para entender estabilidade e ordem de ligação).
Resumo do que fazer:
  • Para diatômicos do segundo período (B, C, N) usa‑se a ordem de níveis: \sigma(2s), \sigma^{*}(2s), \pi(2p_x)=\pi(2p_y), \sigma(2p_z), etc.
  • Cada átomo de nitrogênio contribui com 5 elétrons de valência, então a molécula tem 10 elétrons de valência para preencher os MOs.
Preenchimento (valência):
\sigma(2s)^2,\\ \sigma^{*}(2s)^2,\\ \pi(2p_x)^2,\\ \pi(2p_y)^2,\\ \sigma(2p_z)^2.
Contando elétrons:
  • elétrons em orbitais ligantes: 2 em \sigma(2s) + 2 em \pi(2p_x)+\pi(2p_y) (total 4) + 2 em \sigma(2p_z) = 8 elétrons ligantes;
  • elétrons em orbitais antiligantes: 2 em \sigma^{*}(2s).
    A ordem de ligação via MO é
\text{ordem} = \tfrac{1}{2}\bigl(N_{\text{ligantes}} - N_{\text{antiligantes}}\bigr) = \tfrac{1}{2}(8 - 2) = 3.
Conclusão: modelo de orbitais moleculares confirma a ordem de ligação 3, e explica a alta estabilidade da molécula \mathrm{N}_{2}.

Passo 7

Tipo de ligação — explicação conceitual e conclusão.
Conceitos:
  • Ligação iônica: ocorre entre átomos com grande diferença de eletronegatividade, envolvendo transferência de elétrons.
  • Ligação covalente: ocorre quando há compartilhamento de pares de elétrons entre átomos.
  • Quando os dois átomos são iguais (mesmo elemento), a ligação é covalente pura, sem polaridade por diferença de eletronegatividade.
Aplicando a \mathrm{N}_{2}:
  • Os dois átomos são nitrogênio idênticos. Logo a ligação é uma ligação covalente.
  • Especificamente, é uma ligação covalente tripla ( \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}).

Passo 8

Polaridade da ligação e da molécula — como determinar.
Conceitos:
  • Polaridade da ligação depende da diferença de eletronegatividade \Delta\chi entre os átomos ligados.
  • Polaridade da molécula (dipolo resultante) depende da soma vetorial dos dipolos das ligações e da geometria molecular.
Aplicação:
  • Eletronegatividade de nitrogênio: \chi_{\mathrm{N}}\approx 3,04 (escala de Pauling). Como os dois átomos são iguais,
\Delta\chi = \chi_{\mathrm{N}} - \chi_{\mathrm{N}} = 0.
  • Diferença zero implica ligação totalmente não polar.
  • A molécula \mathrm{N}_{2} é diatômica homonuclear, logo simétrica: não há momento dipolar resultante. Portanto a molécula é não polar.

Passo 9

Geometria molecular — definição e resultado.
Conceito:
  • Para moléculas diatômicas com dois átomos ligados, a geometria é trivial: os dois átomos alinham-se formando uma linha reta.
Conclusão:
  • Geometria: linear.
  • Ângulo entre ligações (quando aplicável) é \(180^\circ). (Aqui há apenas uma ligação entre os dois átomos.)

Resposta

Tipo de ligação: ligação covalente tripla ( \mathrm{N}\equiv\mathrm{N}).
Polaridade da ligação: não polar ( \Delta\chi = 0).
Polaridade da molécula: apolar (não polar).
Geometria molecular: linear (ângulo \;180^\circ).
Estrutura de Lewis: \displaystyle \mathrm{:N\equiv N:} (um par isolado em cada nitrogênio, ligação tripla entre eles).

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