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.
\mathrm{O}_{2}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede: fornecer todas as estruturas de Lewis razoáveis para o íon \mathrm{O}_{2}^{-}.
Informações dadas (implícitas no enunciado):
  • Trata‑se do ânion superóxido, fórmula \mathrm{O}_{2}^{-}.
  • Devemos desenhar as estruturas de Lewis (incluindo elétron desemparelhado se necessário), indicar ressonância e qual estrutura domina (se houver).

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório para começar qualquer Lewis):
  • Cada oxigênio tem 6 elétrons de valência. Para dois oxigênios: 6+6=12.
  • O íon tem carga -1, então adicionamos 1 elétron extra.
  • Total de elétrons de valência para distribuir: 12+1=13 elétrons.
Explicação didática: quando montar uma estrutura de Lewis, sempre some os elétrons de valência dos átomos e some ou subtraia elétrons se houver carga do íon (soma para ânions, subtrai para cátions). Aqui deu um número ímpar ( 13), sinal típico de radical (um elétron desemparelhado) — então devemos esperar uma estrutura com elétron não pareado.

Passo 3

Esqueleto (ligação entre átomos): para \mathrm{O}_2^- só há duas átomos, então o esqueleto é simples: \mathrm{O}-\mathrm{O} (uma ligação entre os dois oxigênios). Não há átomos centrais alternativos.
Didática: sempre comece ligando os átomos com ligações simples. Depois distribuímos pares isolados para completar octetos e, se necessário, converteremos pares isolados em ligações múltiplas.

Passo 4

Distribuição inicial dos elétrons como pares isolados para tentar completar octetos:
  • Já usamos 2 elétrons para a ligação \mathrm{O}-\mathrm{O}. Restam 13-2=11 elétrons para colocar como pares e um elétron isolado.
  • Colocamos pares de elétrons ao redor dos oxigênios tentando completar octetos. Como o total de elétrons é ímpar, uma das posições ficará com um elétron desemparelhado.
Montagem prática (passo a passo numérico):
  1. Colocamos 3 pares (6 elétrons) num oxigênio e 2 pares (4 elétrons) no outro: isso usa 6+4=10 elétrons, restando 1 elétron (o desemparelhado), que colocaremos no oxigênio com 2 pares.
  2. Contagem de elétrons ao redor de cada oxigênio (eletronicamente, contando pares e a ligação):
    • Oxigênio que recebeu 3 pares + a ligação: pares não-ligantes = 6, elétrons da ligação = 2 (compartilhados). Total de elétrons ao redor = 6+2=8 → octeto satisfeito.
    • Oxigênio que recebeu 2 pares + a ligação + o elétron desemparelhado: pares não-ligantes = 4, elétron não pareado = 1, elétrons da ligação = 2. Total = 4+1+2=7 → tem sete elétrons, ou seja, é um radical (aceitável para espécies com número ímpar de elétrons).
Didática: radicais (espécies com número ímpar de elétrons) aparecem naturalmente quando a soma de elétrons de valência é ímpar; isso não é um erro, é a realidade química (por exemplo, NO também é radical).

Passo 5

Cálculo das cargas formais para avaliar a razoabilidade das estruturas:
Fórmula da carga formal num átomo: \text{carga formal} = (\text{elétrons de valência do átomo}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons em ligações})éêáéãéçõ.
Aplique aos dois oxigênios nas estruturas previstas:
Estrutura onde o oxigênio A tem 3 pares e o oxigênio B tem 2 pares + 1 elétron desemparelhado:
  • Para o oxigênio A: elétrons de valência =6; elétrons não ligantes =6; elétrons em ligações (uma ligação simples) = 2 → metade =1. Logo \text{CF}_A = 6 - 6 - 1 = -1.
  • Para o oxigênio B (o radical): elétrons de valência =6; elétrons não ligantes =4 (2 pares) mais o elétron não pareado conta como não-ligante também quando se calcula carga formal? Não: o elétron não pareado conta como não-ligante (conta como 1 elétron não ligante). Assim elétrons não ligantes =4+1=5; elétrons em ligações = 2 → metade =1. Logo \text{CF}_B = 6 - 5 - 1 = 0.
    Total das cargas formais = -1 + 0 = -1, que é a carga do íon. Excelente: as contas fecham.
Didática: verificar cargas formais é essencial — queremos estruturas com cargas formais pequenas e corretas, e com o somatório das cargas igual à carga real da espécie.

Passo 6

Ressonância: existem duas estruturas de Lewis “razoáveis” obtidas trocando qual oxigênio carrega o par extra (o íon negativo) e qual carrega o elétron desemparelhado. Essas duas estruturas são equivalentes entre si (simetria entre os oxigênios). Escrevendo em notação compacta:
[\mathrm{O}^{-}\!-\!\mathrm{O}^{\bullet}] \longleftrightarrow [\mathrm{O}^{\bullet}\!-\!\mathrm{O}^{-}]
onde \bullet indica o elétron desemparelhado (radical) e \mathrm{O}^{-} indica o oxigênio com carga formal -1. Ambas as estruturas satisfazem octeto tanto quanto possível e têm o mesmo conjunto de cargas formais (uma vez que são simétricas), portanto contribuem igualmente para a estrutura real por ressonância.
Didática: quando duas estruturas são equivalentes por permutação dos átomos (aqui os dois oxigênios são indistinguíveis), elas contribuem igualmente; nenhuma é mais “dominante”. O verdadeiro estado é uma média (ressonante) das duas.

Passo 7

Comparação com a teoria de orbitais moleculares (para entender propriedade que Lewis não mostra completamente):
  • Pelo modelo de orbitais moleculares, \mathrm{O}_2^- tem 17 elétrons e a configuração coloca um elétron em um orbital \pi^{*} antibonding, resultando em ligação parcial. O bond order pelo MO é
\text{bond order} = \tfrac{(\text{elétrons ligantes})-(\text{elétrons anti‑ligantes})}{2} = 1{,}5.éé
  • Consequências: \mathrm{O}_2^- é paramagnético (tem 1 elétron desemparelhado) e seu comprimento de ligação fica entre o de uma ligação simples e dupla.
    Observação didática: as estruturas de Lewis acima (duas formas equivalentes, cada uma com uma ligação simples) não conseguem sozinhas mostrar o bond order fracionário; a ressonância entre as duas formas dá uma delocalização do elétron extra, e a teoria de orbitais moleculares explica quantitativamente o bond order 1{,}5.

Passo 8

Resumo final do que a prova espera que você entregue (passo prático): desenhe as duas estruturas abaixo e escreva que elas são equivalentes e igualmente dominantes:
[\mathrm{O}^{-}\!-\!\mathrm{O}^{\bullet}] \longleftrightarrow [\mathrm{O}^{\bullet}\!-\!\mathrm{O}^{-}]
Explique ao examinador que cada estrutura tem carga formal -1 total, que há um elétron não pareado (radical) e que, segundo MO, o bond order é 1{,}5 e a espécie é paramagnética.

Resposta

[\mathrm{O}^{-}\!-\!\mathrm{O}^{\bullet}] \longleftrightarrow [\mathrm{O}^{\bullet}\!-\!\mathrm{O}^{-}] (duas estruturas de ressonância equivalentes; ambas contribuem igualmente).

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