O óxido nítrico, NO, é normalmente veiculado pela mídia como um indesejável poluente do meio ambiente. Sabe-se, entretanto, que esta substância é, também, essencial nas atividades digestivas, na regulação da pressão sangüínea e na defesa bacterial, ocorrendo naturalmente em diversos tipos de células do corpo humano. Com relação às ligações químicas presentes na molécula do óxido nítrico, é correto afirmar que:
a) são predominantemente iônicas, resultando em uma espécie química apolar.
b) são covalentes apolares, e a molécula do NO é polar.
c) satisfazem à regra do octeto, e o número de oxidação do nitrogênio é +2.
d) são covalentes polares, e a molécula do NO possui momento de dipolo ( \mu \neq 0 ).

Passo 1

O enunciado pergunta qual das alternativas sobre as ligações e a polaridade da molécula de óxido nítrico (NO) está correta. As informações implicadas no enunciado:
  • A molécula considerada é o monóxido de nitrogênio, \mathrm{NO} (espécie neutra).
  • As alternativas tratam de: tipo de ligação (iônica ou covalente), polaridade da ligação e da molécula, satisfação da regra do octeto e número de oxidação do nitrogênio.
O objetivo é decidir qual alternativa (a), (b), (c) ou (d) é correta.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência e construção da estrutura de Lewis (passo a passo didático).
  • Número de elétrons de valência de \mathrm{N}: 5.
  • Número de elétrons de valência de \mathrm{O}: 6.
  • Total para a molécula neutra \mathrm{NO}: 5 + 6 = 11 elétrons de valência.
Esse número é ímpar ( 11), então não é possível dar um octeto completo e emparelhar todos os elétrons entre os átomos; inevitavelmente haverá um elétron desemparelhado na estrutura de Lewis. Isso já é um indício importante sobre a regra do octeto: ela não poderá ser plenamente satisfeita para ambos os átomos ao mesmo tempo.

Passo 3

Montagem explícita de uma estrutura de Lewis que minimize cargas formais (muito usada na prova).
  • Tentar uma ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O} consome 4 elétrons (duas ligações pares).
  • Restam 11 - 4 = 7 elétrons para distribuir como pares isolados.
  • Colocando dois pares isolados ( 4 elétrons) sobre o oxigênio completa o octeto do oxigênio (porque ele tem então 4 elétrons não-ligantes + 4 ligantes = 8).
  • Sobram 7 - 4 = 3 elétrons para o nitrogênio: colocam‑se como um par isolado (2 elétrons) e um elétron desemparelhado (1 elétron) sobre o nitrogênio.
Resumo da configuração eletrônica local (contando elétrons ao redor de cada átomo):
  • Oxigênio: duas ligações (dupla) + dois pares isolados → 8 elétrons (octeto satisfeito).
  • Nitrogênio: ligação dupla + um par isolado + um elétron desemparelhado → 7 elétrons (octeto NÃO satisfeito para o nitrogênio).
Cálculo das cargas formais para verificar se a estrutura é razoável:
  • Carga formal do oxigênio: 6 - 4 - \dfrac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Carga formal do nitrogênio: 5 - 3 - \dfrac{4}{2} = 5 - 3 - 2 = 0.
    Ambos com carga formal zero: estrutura estável e coerente. Conclusão deste passo: a molécula tem um elétron desemparelhado e o nitrogênio não atinge o octeto — portanto a afirmativa “satisfazem à regra do octeto” é falsa.

Passo 4

Tipo de ligação: covalente ou iônica? Como decidir (explicação didática).
  • Relembre: ligações iônicas tendem a ocorrer entre átomos com grande diferença de eletronegatividade; ligações covalentes ocorrem quando os átomos compartilham elétrons.
  • Valores típicos de eletronegatividade (escala de Pauling): \chi(\mathrm{O}) \approx 3,44, \chi(\mathrm{N}) \approx 3,04.
  • Diferença de eletronegatividade: \Delta\chi = \chi(\mathrm{O}) - \chi(\mathrm{N}) \approx 3,44 - 3,04 = 0,40.
Interpretação prática: \Delta\chi \approx 0,40 indica uma ligação covalente com caráter polar (não é grande o suficiente para produzir uma ligação claramente iônica). Logo, as ligações em \mathrm{NO} são covalentes, e são polares porque o oxigênio atrai mais densidade eletrônica que o nitrogênio.

Passo 5

Polaridade da molécula (momento de dipolo).
  • \mathrm{NO} é uma molécula diatômica heteronuclear (dois átomos diferentes), logo não há simetria que cancele qualquer separação de carga entre os dois átomos.
  • Como a ligação é covalente polar (oxigênio mais eletronegativo), existe uma diferença de densidade eletrônica que gera um dipolo do nitrogênio para o oxigênio.
  • Portanto a molécula possui momento de dipolo diferente de zero: \mu \neq 0. Em linguagem de prova: a molécula é polar.

Passo 6

Número de oxidação do nitrogênio em \mathrm{NO} (curta explicação).
  • Regra prática: em compostos, o oxigênio costuma ter número de oxidação -2 (salvo exceções).
  • Para a molécula neutra \mathrm{NO}, a soma dos números de oxidação é zero. Seja x o número de oxidação de \mathrm{N}:
x + (-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad x = +2.
Portanto o número de oxidação do nitrogênio em \mathrm{NO} é +2. Observação: embora o número de oxidação seja +2, a ligação continua covalente (números de oxidação não implicam necessariamente ligação iônica).

Passo 7

Comparação com as alternativas e conclusão final (explicando por que as demais estão erradas de forma direta):
  • (a) “são predominantemente iônicas, resultando em uma espécie química apolar.” — Falso: a ligação não é predominantemente iônica (diferença de eletronegatividade pequena) e a molécula não é apolar.
  • (b) “são covalentes apolares, e a molécula do NO é polar.” — Contradição: se as ligações fossem covalentes apolares, a molécula não teria dipolo; além disso, a ligação não é apolar (há diferença de eletronegatividade). Então falso.
  • (c) “satisfazem à regra do octeto, e o número de oxidação do nitrogênio é +2.” — Metade verdade: o número de oxidação +2 é correto, mas a regra do octeto NÃO é satisfeita para o nitrogênio (há um elétron desemparelhado). Logo a alternativa é falsa.
  • (d) “são covalentes polares, e a molécula do NO possui momento de dipolo ( \mu \neq 0).” — Isso condiz com tudo que foi mostrado: ligação covalente com caráter polar (pela diferença de eletronegatividade) e molécula polar (momento de dipolo não nulo). Portanto (d) é a alternativa correta.

Resposta

d)

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