QUESTÃO 1: Estrutura de Lewis - Desenhe a estrutura de Lewis para cada uma das moléculas/espécies mostradas abaixo:
\mathrm{ClNO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: desenhar a estrutura de Lewis para \mathrm{ClNO_2}.
Informações dadas (explicitamente presentes na fórmula): há um átomo de cloro ( \mathrm{Cl}), um átomo de nitrogênio ( \mathrm{N}) e dois átomos de oxigênio ( \mathrm{O}). Nenhuma figura adicional foi fornecida.

Passo 2

Contar os elétrons de valência totais (isso é essencial antes de começar). Explico rápido: elétrons de valência são os elétrons na camada externa de cada átomo e determinam como os átomos compartilham elétrons nas ligações.
Contribuições de cada átomo:
\mathrm{Cl} tem \(7) elétrons de valência, \mathrm{N} tem \(5) e cada \mathrm{O} tem \(6). Então o total é
7 + 5 + 2\cdot 6 = 24 \text{ elétrons de valência.}éê
Anote esse número: vamos distribuí-los.

Passo 3

Escolher o átomo central (regra prática): normalmente o átomo menos eletronegativo (entre os presentes) e que não seja hidrogênio assume o papel de central. Aqui os candidatos são \mathrm{Cl}, \mathrm{N}, \mathrm{O}. O nitrogênio é o menos eletronegativo entre eles e também é o único que faz sentido ficar central em um grupo \mathrm{NO_2}. Portanto colocamos \mathrm{N} no centro, com \mathrm{Cl} e os dois \mathrm{O} ligados a ele.

Passo 4

Montar a “estrutura esqueleto” com ligações simples primeiro. Desenhamos:
\mathrm{Cl - N - O \quad\\ and\quad N - O}
Ou seja, \mathrm{N} ligado por ligações simples a \mathrm{Cl} e aos dois \mathrm{O}. Cada ligação simples consome \(2) elétrons. Temos 3 ligações simples no esqueleto, usando
3 \times 2 = 6 \text{ elétrons.}é
Sobraram
24 - 6 = 18 \text{ elétrons livres para distribuir como pares não ligantes.}éã

Passo 5

Distribuir os elétrons não-ligantes primeiro nos átomos externos para completar octetos (começando por oxigênios e cloro, que são átomos externos). Regras práticas: O e Cl devem ter octeto se possível.
  • Cada \mathrm{O} ligado por ligação simples precisa de 3 pares (6 elétrons) para completar seu octeto.
  • \mathrm{Cl} ligado por simples também precisa de 3 pares (6 elétrons).
Distribuindo:
2\\ (\mathrm{O}) \times 6 \;+\; 6\\ (\mathrm{Cl}) = 12 + 6 = 18 \text{ elétrons},é
que é exatamente o que tínhamos de sobra. Então após essa distribuição cada oxigênio simples ligado tem três pares isolados (e portanto octeto), e o cloro tem três pares isolados (octeto). O nitrogênio, porém, ficou com apenas três ligações (3 pares = 6 elétrons) — ainda não completou o octeto.

Passo 6

Satisfazer o octeto do nitrogênio criando ligações múltiplas se necessário. O \mathrm{N} precisa de mais 2 elétrons (um par) para completar octeto. A maneira padrão é converter um par isolado de um dos oxigênios em um par de ligação com o \mathrm{N}, formando uma ligação dupla \mathrm{N=O}.
Após essa conversão obtemos uma estrutura em que:
  • Um oxigênio está duplamente ligado a \mathrm{N} (tem então dois pares isolados),
  • O outro oxigênio permanece com ligação simples (três pares isolados),
  • \mathrm{Cl} permanece com ligação simples (três pares isolados),
  • \mathrm{N} agora tem quatro pares de ligação ao todo (uma ligação dupla a um \mathrm{O}, uma simples ao outro \mathrm{O} e uma simples ao \mathrm{Cl}), totalizando 8 elétrons ao seu redor — octeto satisfeito.
Contagem de elétrons conferida: ligações agora têm 2 + 4 + 2 = 8 elétrons em pares de ligação e pares isolados somam 16 elétrons, total 24. Tudo fechado.

Passo 7

Calcular as cargas formais para ver se a estrutura é razoável. Fórmula (explicada): a carga formal é
\text{carga formal} = \text{elétrons de valência do átomo} - \text{elétrons não ligantes} - \frac{\text{elétrons de ligação}}{2}.éêáéãéçã
Vamos aplicar a cada átomo na estrutura que montamos:
  • Para o oxigênio duplamente ligado ( \mathrm{O_{=}}):
    • elétrons de valência = \(6),
    • não ligantes = \(4) (dois pares),
    • elétrons de ligação = \(4) (ligação dupla).
    \text{carga} = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o oxigênio ligado por simples ( \mathrm{O^{-}}):
    • elétrons de valência = \(6),
    • não ligantes = \(6) (três pares),
    • elétrons de ligação = \(2).
    \text{carga} = 6 - 6 - \frac{2}{2} = 6 - 6 - 1 = -1.
  • Para o cloro ( \mathrm{Cl}):
    • elétrons de valência = \(7),
    • não ligantes = \(6),
    • elétrons de ligação = \(2).
    \text{carga} = 7 - 6 - \frac{2}{2} = 7 - 6 - 1 = 0.
  • Para o nitrogênio ( \mathrm{N}):
    • elétrons de valência = \(5),
    • não ligantes = \(0),
    • elétrons de ligação = \(8) (uma dupla = 4 e duas simples = 2+2 total 8).
    \text{carga} = 5 - 0 - \frac{8}{2} = 5 - 0 - 4 = +1.
Somando as cargas formais: 0 + (-1) + 0 + (+1) = 0, portanto a distribuição é eletricamente neutra. Essa é uma boa verificação.

Passo 8

Reconhecer ressonância (passo importante para a prova). A estrutura que achamos admite duas estruturas de ressonância equivalentes: a dupla pode estar no primeiro oxigênio ou no segundo oxigênio. Em cada forma de ressonância, \mathrm{N} fica com carga formal +1, um \mathrm{O} fica com carga formal -1, e \mathrm{Cl} neutro. O verdadeiro arranjo é um híbrido de ressonância entre essas duas formas, o que distribui a carga negativa parcialmente entre os dois oxigênios.

Passo 9

Resumo prático do que desenhar na prova (o que você deve entregar):
  • Desenhe \mathrm{N} central ligado por simples a \mathrm{Cl} e a um \mathrm{O} e por dupla a outro \mathrm{O}.
  • Mostre os pares isolados: oxigênio duplamente ligado com dois pares isolados; oxigênio simples com três pares isolados; \mathrm{Cl} com três pares isolados; \mathrm{N} sem par isolado.
  • Indique as cargas formais: \mathrm{N}^{+1} e \mathrm{O}^{-1} (no oxigênio que está ligado por simples). Acrescente a seta de ressonância para a outra forma equivalente (trocando qual oxigênio é o -1 e qual é o ligado duplamente).
Dica rápida para a prova: sempre mostre as duas formas de ressonância e as cargas formais — isso dá pontos e mostra que você entendeu a distribuição eletrônica.

Resposta

\mathrm{Cl - N^{+}(=O) - O^{-}} (forma de ressonância 1: \mathrm{O_{=}} tem dois pares isolados; \mathrm{O^{-}} tem três pares isolados; \mathrm{Cl} tem três pares isolados)
\mathrm{Cl - N^{+}(-O) = O^{-}} (forma de ressonância 2: dupla trocada de oxigênio)

Exercícios relacionados