Dê a representação de Lewis para cada uma das seguintes espécies e indique se é uma ligação química iônica ou covalente.
e) \mathrm{NH}_{2} \mathrm{OH}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para a espécie \mathrm{NH}_{2}\mathrm{OH}:
  • Dar a representação de Lewis (ou seja, mostrar onde estão as ligações e os pares de elétrons não-ligantes).
  • Indicar se a(s) ligação(ões) são iônicas ou covalentes.
Informações dadas/ óbvias do enunciado:
  • A fórmula molecular é \mathrm{NH}_{2}\mathrm{OH}.
  • Isso significa que há 1 átomo de nitrogênio, 1 átomo de oxigênio e 3 átomos de hidrogênio.
A partir daqui vamos construir a estrutura passo a passo.

Passo 2

Relembrando a regra prática para montar estruturas de Lewis (passo a passo didático):
  1. Conte os elétrons de valência totais dos átomos.
  2. Escolha a conectividade (esqueleto): hidrogênio nunca é central; átomos menos eletropositivos normalmente ficam centrais.
  3. Faça ligações simples entre átomos para conectar a molécula (cada ligação simples usa 2 elétrons).
  4. Distribua os elétrons restantes como pares isolados (lone pairs) para completar o octeto (ou o dueto no caso do H).
  5. Calcule cargas formais para verificar se há necessidade de ligações múltiplas; escolha a estrutura com menores cargas formais.
Fórmula para carga formal (útil aqui):
\text{carga formal} = V - \big(N_{\text{lone}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{lig}}\big)
onde V é o número de elétrons de valência do átomo livre, N_{\text{lone}} é o número de elétrons não-ligantes (em pares) atribuídos ao átomo, e N_{\text{lig}} é o número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo.

Passo 3

Contagem de elétrons de valência para \mathrm{NH}_{2}\mathrm{OH}:
\begin{aligned} \text{N: }&5\\ \text{elétrons} \\\ \text{O: }&6\\ \text{elétrons} \\\ \text{H: }&1\\ \text{elétron por H} \Rightarrow 3\\ \text{H}\times 1 = 3 \end{aligned}ééé
Total de elétrons de valência:
5 + 6 + 3 = 14\\ \text{elétrons}é

Passo 4

Escolha do esqueleto (conectividade):
  • Hidrogênios não são centrais, então cada H deve estar ligado a um átomo terminal.
  • Entre N e O, o N costuma ser o átomo central em moléculas nitrogênio-oxigênio com hidrogênios, e também permite ligar dois H e o O.
    Logo a conectividade razoável é: dois H ligados ao N, o N ligado ao O, e o O ligado a um H. Em forma linear de ligação: \mathrm{H}-\mathrm{N}-\mathrm{O}-\mathrm{H} com mais um H ligado ao N (portanto N tem 3 ligações: duas a H e uma a O).

Passo 5

Colocando ligações simples e subtraindo elétrons usados:
  • Ligações previstas: \mathrm{N}-\mathrm{H} (duas), \mathrm{N}-\mathrm{O} (uma), \mathrm{O}-\mathrm{H} (uma). Total = 4 ligações simples.
    Cada ligação usa 2 elétrons, então elétrons usados em ligações: 4\times 2 = 8 elétrons.
    Elétrons restantes para distribuir como pares isolados:
14 - 8 = 6\\ \text{elétrons}é

Passo 6

Distribuindo os elétrons restantes para completar octetos/duetos:
  • Hidrogênios já têm dueto (cada H participa de uma ligação): OK.
  • Oxigênio tem atualmente 2 ligações (uma com N e uma com H), ou seja já tem 4 elétrons nas ligações e precisa de mais 4 elétrons para completar o octeto → coloca-se 2 pares isolados (4 elétrons) no O.
  • Nitrogênio tem 3 ligações (duas com H e uma com O), ou seja 6 elétrons em ligações; precisa de mais 2 elétrons para completar o octeto → coloca-se 1 par isolado (2 elétrons) no N.
    Isso consome exatamente os 6 elétrons que sobraram: 4 para o O e 2 para o N.

Passo 7

Escrevendo a representação de Lewis (mostrando pares isolados por dois-pontos). Vou apresentar uma forma linear clara com os pares não-ligantes:
\mathrm{H}-\mathrm{N}\big(:\big)-\mathrm{O}\big(:\,:\big)-\mathrm{H}
onde o \mathrm{N} tem um par isolado indicado por \big(:\big) e o \mathrm{O} tem dois pares isolados indicados por \big(:\,:\big). Visualmente, a estrutura completa (com os dois H no N) fica:
\mathrm{H} \quad \vert \quad \mathrm{H}-\mathrm{N}\big(:\big)-\mathrm{O}\big(:\,:\big)-\mathrm{H}
(interpretando: N ligado a dois H e a O; N possui um par isolado; O ligado a N e a H e possui dois pares isolados.)

Passo 8

Cálculo rápido das cargas formais para checar a estabilidade da estrutura:
Use a fórmula da carga formal.
Para o nitrogênio ( \mathrm{N}): V=5; tem N_{\text{lone}}=2 elétrons (1 par) e participa de 3 ligações \Rightarrow N_{\text{lig}}=6 elétrons.
\text{carga formal (N)} = 5 - (2 + \tfrac{6}{2}) = 5 - (2+3) = 0
Para o oxigênio ( \mathrm{O}): V=6; tem N_{\text{lone}}=4 elétrons (2 pares) e participa de 2 ligações \Rightarrow N_{\text{lig}}=4 elétrons.
\text{carga formal (O)} = 6 - (4 + \tfrac{4}{2}) = 6 - (4+2) = 0
Hidrogênios têm carga formal zero (cada H tem 1 elétron em ligações, V=1, N_{\text{lone}}=0, N_{\text{lig}}=2: 1-(0+1)=0).
Logo todas as cargas formais são zero — boa indicação de que a estrutura está correta e razoavelmente estável.

Passo 9

Classificação da ligação (iônica ou covalente):
  • Todas as ligações apresentadas ( \mathrm{N}-\mathrm{H}, \mathrm{N}-\mathrm{O}, \mathrm{O}-\mathrm{H}) são ligações covalentes (compartilhamento de pares de elétrons).
  • Não há transferência completa de elétrons característica de ligações iônicas.
  • Observação adicional útil para prova: as ligações são covalentes, mas polares — especialmente a ligação \mathrm{N}-\mathrm{O} e \mathrm{O}-\mathrm{H} são polarizadas em direção ao oxigênio, pois \mathrm{O} é mais eletronegativo que \mathrm{N} e que \mathrm{H}. Isso não as torna iônicas; são covalentes polares.

Resposta

\mathrm{H}-\mathrm{N}\big(:\big)-\mathrm{O}\big(:\,:\big)-\mathrm{H}
Covalente (ligações covalentes, sendo \mathrm{N}-\mathrm{O} e \mathrm{O}-\mathrm{H} polares)

Exercícios relacionados