Questão 04. Forneça todas as estruturas de Lewis razoáveis para as moléculas e íons a seguir. Em caso de existir mais de uma estrutura de ressonância, indique a dominante.
NO

Passo 1

O enunciado pede: “Forneça todas as estruturas de Lewis razoáveis para \mathrm{NO} e, se houver ressonância, indique a estrutura dominante.”
Informações dadas (e que precisamos usar):
  • A espécie é a molécula neutra \mathrm{NO}.
  • Precisamos listar todas as estruturas de Lewis razoáveis (ou seja, aquelas que respeitam o número de elétrons de valência e as regras razoáveis de octeto/formal charge para essa espécie) e dizer qual estrutura é dominante.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório antes de desenhar qualquer estrutura):
  • Nitrogênio ( \mathrm{N}) tem \,5 elétrons de valência.
  • Oxigênio ( \mathrm{O}) tem \,6 elétrons de valência.
    Total de elétrons de valência para \mathrm{NO}: \,5+6=11 elétrons.
    Comentário didático: como o total é ímpar ( \,11), \mathrm{NO} é uma espécie radical — sempre haverá um elétron desemparelhado nas estruturas de Lewis. Isso já é uma pista importante: não vamos conseguir dar octeto completo para ambos os átomos simultaneamente sem deixar um elétron isolado.

Passo 3

Regra prática para montar a estrutura:
  1. Colocar uma ligação entre \mathrm{N} e \mathrm{O} (cada ligação usa 2 elétrons).
  2. Distribuir os elétrons restantes como pares solitários tentando completar octetos quando possível.
  3. Calcular cargas formais para avaliar quais estruturas são mais razoáveis.
    Fórmula que vamos usar para carga formal:
\text{FC} = V - N - \tfrac{1}{2}B
onde \,V é número de elétrons de valência do átomo neutro, \,N é número de elétrons não ligantes no átomo (lone pairs + elétrons desemparelhados), e \,B é número total de elétrons que participam de ligações com o átomo (ou seja, 2 vezes o número de ligações).

Passo 4

Vamos gerar as estruturas possíveis variando o número de ligações entre \mathrm{N} e \mathrm{O}: ligação simples ( 1), dupla ( 2) e tripla ( 3). Para cada caso contamos os elétrons não ligantes e calculamos cargas formais.
Caso A — ligação dupla ( 2 ligações, hipótese intuitiva):
  • Elétrons usados em ligações: 2\times 2=4. Restam 11-4=7 elétrons não ligantes para distribuir.
  • Para que o oxigênio tenha octeto: ele precisa de 8-2\cdot 2=4 elétrons não ligantes (isto é, duas pares solitários). Colocamos esses 4 em \mathrm{O}.
  • Restam 7-4=3 elétrons para o \mathrm{N}: isso significa um par solitário (2 elétrons) + um elétron desemparelhado (1 elétron) sobre \mathrm{N}.
  • Contagem de elétrons ao redor: \mathrm{O} tem 4 não ligantes + 4 de ligação = 8 (octeto satisfeito). \mathrm{N} tem 3 não ligantes + 4 de ligação = 7 (radical, octeto incompleto em 1 elétron).
  • Cargas formais usando \text{FC}=V-N-\tfrac12 B:
    • Para \mathrm{N}: V=5,\;N=3,\;B=4 \text{FC}_\mathrm{N}=5-3-\tfrac12\cdot 4=5-3-2=0.
    • Para \mathrm{O}: V=6,\;N=4,\;B=4 \text{FC}_\mathrm{O}=6-4-\tfrac12\cdot 4=6-4-2=0.
      Conclusão do caso A: estrutura com ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O}, elétron desemparelhado no \mathrm{N}, e cargas formais 0 em ambos os átomos. Esta é uma estrutura muito favorável porque minimiza cargas formais.

Passo 5

Caso B — ligação simples ( 1 ligação):
  • Elétrons usados em ligação: 2. Restam 11-2=9 elétrons não ligantes.
  • Para que o oxigênio tenha octeto com uma única ligação: ele precisa de 8-2\cdot 1=6 elétrons não ligantes (três pares). Colocamos esses 6 em \mathrm{O}.
  • Restam 9-6=3 elétrons para o \mathrm{N}: novamente um par + um elétron desemparelhado.
  • Contagem de elétrons ao redor: \mathrm{O} tem 6 não ligantes + 2 de ligação = 8 (ok). \mathrm{N} tem 3 não ligantes + 2 de ligação = 5 (muito abaixo do octeto).
  • Cargas formais:
    • \mathrm{N}: V=5,\;N=3,\;B=2 \text{FC}_\mathrm{N}=5-3-\tfrac12\cdot 2=5-3-1=+1.
    • \mathrm{O}: V=6,\;N=6,\;B=2 \text{FC}_\mathrm{O}=6-6-\tfrac12\cdot 2=6-6-1=-1.
      Conclusão do caso B: estrutura com ligação simples \mathrm{N}-\mathrm{O}, elétron desemparelhado no \mathrm{N}, cargas formais \mathrm{N}^{+1} e \mathrm{O}^{-1}. É razoável como contribuição de ressonância, porém menos favorável que o caso A porque gera cargas formais maiores (módulo 1 em cada átomo) e deixa nitrogênio muito deficiente.

Passo 6

Caso C — ligação tripla ( 3 ligações):
  • Elétrons em ligações: 3\times 2=6. Restam 11-6=5 elétrons não ligantes.
  • Para que o oxigênio tenha octeto com ligação tripla: ele precisa de 8-2\cdot 3=2 elétrons não ligantes (um par). Colocamos esses 2 em \mathrm{O}.
  • Restam 5-2=3 elétrons no \mathrm{N}: um par + um elétron desemparelhado.
  • Contagem de elétrons: \mathrm{O} tem 2 não ligantes + 6 de ligação = 8 (ok). \mathrm{N} tem 3 não ligantes + 6 de ligação = 9 (excede octeto por 1 elétron — mas em Lewis isso apenas indica distribuição de cargas formais; é uma possível estrutura de ressonância como contribuição menor).
  • Cargas formais:
    • \mathrm{N}: V=5,\;N=3,\;B=6 \text{FC}_\mathrm{N}=5-3-\tfrac12\cdot 6=5-3-3=-1.
    • \mathrm{O}: V=6,\;N=2,\;B=6 \text{FC}_\mathrm{O}=6-2-\tfrac12\cdot 6=6-2-3=+1.
      Conclusão do caso C: estrutura com \mathrm{N}\equiv\mathrm{O}, elétron desemparelhado no \mathrm{N}, cargas formais \mathrm{N}^{-1} e \mathrm{O}^{+1}. É uma contribuição de ressonância possível, mas também menos favorável que o caso A (porque envolve separação de cargas e formalmente dá carga negativa ao nitrogênio, menos provável no contexto real).

Passo 7

Comparação das estruturas e escolha da dominante:
  • Caso A (ligação dupla, cargas 0/0, radical no \mathrm{N}) tem as menores cargas formais (todos zero) e satisfaz o octeto do oxigênio; deixa o nitrogênio com 7 elétrons (radical) — isto é compatível com o fato de \mathrm{NO} ser um radical. Portanto é a estrutura mais estável e, portanto, a dominante.
  • Caso B (ligação simples) e caso C (ligação tripla) são contribuintes de ressonância menores: ambos têm cargas formais com módulo 1 (mas de sinais opostos), e portanto são menos importantes.
    Observação extra (intuição física): pela teoria de orbitais moleculares, \mathrm{NO} tem ordem de ligação intermediária entre 2 e 3 (isto explica por que comprimentos de ligação e energias ficam entre o simples e o triplo), mas a representação de Lewis que mais pesa é a com ligação dupla e um elétron desemparelhado no \mathrm{N}.

Passo 8

Resumo didático de como eu faria essa questão na prova (passos práticos e rápidos):
  1. Somar elétrons de valência: \,11.
  2. Fazer hipótese inicial de ligação dupla porque com dois átomos costuma minimizar cargas; distribuir elétrons e ver cargas formais.
  3. Calcular cargas formais; se houver alternativa com cargas menores (em módulo) ela é dominante.
  4. Lembrar: total ímpar → espécie radical → sempre haverá um elétron desemparelhado.
  5. Listar as outras estruturas (simples e tripla) como contribuintes menores e justificar por cargas formais.

Resposta

Estrutura dominante (principal): ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O} com elétron desemparelhado no \mathrm{N}; descrição: \mathrm{N} tem um par solitário e um elétron desemparelhado (3 elétrons não ligantes), \mathrm{O} tem dois pares solitários (4 elétrons não ligantes); \text{FC}_\mathrm{N}=0,\\ \text{FC}_\mathrm{O}=0.
Contribuintes de ressonância menores:
\mathrm{N}^{+}\!-\!\mathrm{O}^{-} (ligação simples) com elétron desemparelhado no \mathrm{N}; \text{FC}_\mathrm{N}=+1,\\ \text{FC}_\mathrm{O}=-1.
\mathrm{N}^{-}\!\equiv\!\mathrm{O}^{+} (ligação tripla) com elétron desemparelhado no \mathrm{N}; \text{FC}_\mathrm{N}=-1,\\ \text{FC}_\mathrm{O}=+1.

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