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.
Passo 1
O enunciado pede: fornecer todas as estruturas de Lewis razoáveis para o íon
.
Informações dadas (implícitas no enunciado):
Informações dadas (implícitas no enunciado):
- Trata‑se do ânion superóxido, fórmula
. - 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
elétrons de valência. Para dois oxigênios: . - O íon tem carga
, então adicionamos elétron extra. - Total de elétrons de valência para distribuir:
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 (
), sinal típico de radical (um elétron desemparelhado) — então devemos esperar uma estrutura com elétron não pareado.
Passo 3
Esqueleto (ligação entre átomos): para
só há duas átomos, então o esqueleto é simples:
(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
elétrons para a ligação . Restam 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):
- Colocamos 3 pares (6 elétrons) num oxigênio e 2 pares (4 elétrons) no outro: isso usa
elétrons, restando elétron (o desemparelhado), que colocaremos no oxigênio com 2 pares. - Contagem de elétrons ao redor de cada oxigênio (eletronicamente, contando pares e a ligação):
- Oxigênio que recebeu 3 pares + a ligação: pares não-ligantes =
, elétrons da ligação = (compartilhados). Total de elétrons ao redor = → octeto satisfeito. - Oxigênio que recebeu 2 pares + a ligação + o elétron desemparelhado: pares não-ligantes =
, elétron não pareado = , elétrons da ligação = . Total = → tem sete elétrons, ou seja, é um radical (aceitável para espécies com número ímpar de elétrons).
- Oxigênio que recebeu 3 pares + a ligação: pares não-ligantes =
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: .
Aplique aos dois oxigênios nas estruturas previstas:
Fórmula da carga formal num átomo:
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
; elétrons não ligantes ; elétrons em ligações (uma ligação simples) = → metade . Logo . - Para o oxigênio B (o radical): elétrons de valência
; elétrons não ligantes (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 ; elétrons em ligações = → metade . Logo .
Total das cargas formais =, 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:
onde
indica o elétron desemparelhado (radical) e
indica o oxigênio com carga formal
. 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,
tem elétrons e a configuração coloca um elétron em um orbital antibonding, resultando em ligação parcial. O bond order pelo MO é
- Consequências:
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.
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:
Explique ao examinador que cada estrutura tem carga formal
total, que há um elétron não pareado (radical) e que, segundo MO, o bond order é
e a espécie é paramagnética.