O monóxido de carbono (CO) é tóxico porque se liga à hemoglobina com uma afinidade muito maior que o oxigênio (O2). a) Desenhe as estruturas de Lewis para o CO e o O2. b) Compare a ordem de ligação, o comprimento da ligação e a polaridade das duas moléculas. c) Com base nas estruturas eletrônicas, proponha uma explicação para a maior afinidade da hemoglobina pelo CO.
\begin{aligned} & M_{g}(z=1 z) \\\ & O(z=8) \\\ & N_{a}(z=11) \\\ & F(z=9) \\\ & N(z=7) \\\ & S(z=16) \\\ & C(z=6) \end{aligned}

Passo 1

O enunciado pede:
a) desenhar as estruturas de Lewis para \mathrm{CO} e \mathrm{O_{2}};
b) comparar ordem de ligação, comprimento de ligação e polaridade em cada molécula;
c) propor uma explicação, baseada nas estruturas eletrônicas, para a maior afinidade da hemoglobina pelo \mathrm{CO} em relação ao \mathrm{O_{2}}.
Vamos usar estrutura de Lewis, definição de ordem de ligação (número de ligações efetivas), relação qualitativa com comprimento de ligação e polaridade, e conceitos de interação metal–ligante (doação e retrodoação de elétrons).

Passo 2

Desenhando as estruturas de Lewis (pontos = elétrons não ligantes):
Para CO
:C \equivO:
  • Há uma ligação tripla entre C e O.
  • Carbono tem um par não-ligante, oxigênio tem dois pares não-ligantes.
Para O_{2}
: O=O:
  • Dupla ligação entre os dois oxigênios.
  • Cada átomo de oxigênio carrega dois pares não-ligantes.

Passo 3

Comparando ordem de ligação, comprimento e polaridade:
  • Ordem de ligação: em \mathrm{CO} é \,3, pois há três pares compartilhados; em \mathrm{O_{2}} é \,2.
  • Comprimento de ligação: quanto maior a ordem, menor o comprimento. Logo \mathrm{CO} tem ligação mais curta que \mathrm{O_{2}} ( \approx1,13\,\text{\AA} vs. \approx1,21\,\text{\AA}).
  • Polaridade: \mathrm{O_{2}} é apolar (átomos idênticos). \mathrm{CO} é ligeiramente polar, com extremidade C mais negativa e O mais positiva, já que o carbono ganha elétrons na estrutura de ressonância principal.

Passo 4

Explicando a maior afinidade da hemoglobina pelo CO:
  • O CO atua como ligante \sigma-doador forte, doando seu par livre no carbono para o ferro da heme.
  • Há também retrodoação ( \pi-backbonding) do orbital d do Fe para orbital \pi^* do CO, estabilizando muito a ligação.
  • Em \mathrm{O_{2}} esses efeitos são menores, então a ligação Fe–CO é mais forte que Fe– O_{2}, causando toxicidade.

Resposta

a) Estruturas de Lewis:
CO: :C \equivO: (C com 1 par livre; O com 2 pares livres)
O_{2}: : O=O: (cada O com 2 pares livres)
b) Ordem de ligação em CO =3; em O_{2} =2. Comprimento em CO < O_{2}. CO é ligeiramente polar (C \delta^{-}–O \delta^{+}); O_{2} é apolar.
c) CO doa fortemente seu par livre ao Fe da heme ( \sigma-doação) e ainda recebe retrodoação \pi do Fe para seu orbital \pi^*, formando uma ligação muito mais estável que Fe– O_{2}.

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