--- title: "Estruturas de Lewis, ressonância e VSEPR" book: "Química universitária — 1.º ano" subject: chemistry language: pt chapter: 3 exercises: 12 source: https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/3-estruturas-de-lewis-ressonancia-e-vsepr license: CC-BY-NC-SA-4.0 credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)" --- # Capítulo 3 — Estruturas de Lewis, ressonância e VSEPR A molécula de ozônio, $\ce{O3}$, é formada por três átomos de oxigênio em uma cadeia angular. Desenhe-a com as regras do Livro 1 e uma das ligações sai dupla, a outra simples: uma ligação deveria ser curta, a outra longa. No entanto, a espectroscopia de micro-ondas encontra as duas ligações $\ce{O-O}$ do ozônio exatamente iguais, com $127.8\,\mathrm{pm}$, entre a ligação dupla de $\ce{O2}$ ($120.8\,\mathrm{pm}$) e a ligação simples do peróxido de hidrogênio ($147.5\,\mathrm{pm}$). Nenhum desenho isolado está certo; dois desenhos juntos estão. Este capítulo torna preciso o modelo de Lewis — [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge), octetos incompletos ou excedidos, ressonância entre várias estruturas — e depois o usa para prever as formas das moléculas e os [momentos dipolares](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) que delas decorrem. **O que você já sabe.** O Livro 1 (ano 10) descreveu a [ligação covalente](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) como um par de elétrons compartilhado, desenhou [estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) com [pares ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e não ligantes e previu quatro formas (linear, angular, trigonal, tetraédrica). A [eletronegatividade](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-electronegativity) e suas diferenças foram quantificadas no [Capítulo 2](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#ch-b1-periodicity); os [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) de um átomo são lidos em sua configuração ([Definição 1.11](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration)). ## 3.1 Estruturas de Lewis e cargas formais **Definição 3.1 (Ligação covalente, estrutura de Lewis).** Uma *ligação covalente* é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, o *par ligante*; dois ou três pares formam uma ligação dupla ou tripla. Um par de [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) que pertence a um único átomo é um *par não ligante*. Uma *estrutura de Lewis* mostra todos os [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) de uma molécula ou íon, como ligações (traços entre átomos) e pares não ligantes (traços ou pares de pontos sobre um átomo). Pela *regra do octeto*, os átomos do [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 2 (C, N, O, F) ficam cercados, em uma estrutura estável, por quatro pares, oito elétrons; pela *regra do dueto*, o hidrogênio, por um par. **Definição 3.2 (Carga formal).** A *carga formal* de um átomo em uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) é $$ q_F = N_v - N_{\text{nl}} - \tfrac12 N_{\text{lig}}, $$ em que $N_v$ é o número de [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) do átomo livre, $N_{\text{nl}}$ o número de elétrons de seus [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e $N_{\text{lig}}$ o número de elétrons das ligações que ele forma. Ela é indicada por $\oplus$ ou $\ominus$ ao lado do átomo quando não é nula. **Proposição 3.3 (As cargas formais somam a carga).** A soma das [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) dos átomos de uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) é igual à carga total da molécula ou do íon. **Demonstração.** Somando $q_F$ sobre os átomos, obtém-se $\sum N_v - (\text{elétrons dos pares não ligantes} + \text{elétrons das ligações})$, porque os elétrons de cada ligação são contados pela metade em cada um de seus dois átomos. O parêntese é o número total de [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) desenhados na estrutura, que é igual a $\sum N_v$ menos a carga $z$ da espécie. Logo, $\sum q_F = z$. ∎ **Método 3.4 (Desenhar uma estrutura de Lewis).** Para desenhar a [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de uma molécula ou íon: 1. conte os [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) $N = \sum N_v - z$ e os pares $N/2$ ; 2. desenhe o esqueleto: o átomo menos eletronegativo (exceto H) costuma ser o central; hidrogênio e flúor são sempre terminais; 3. complete os octetos dos átomos terminais com [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e depois coloque os pares restantes no átomo central; 4. se faltar um octeto ao átomo central, transforme [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de seus vizinhos em ligações múltiplas; 5. calcule as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) ; entre as estruturas possíveis, prefira a que tem menos [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) , com as cargas negativas sobre os átomos mais eletronegativos. **Exemplo 3.5 (O ácido nítrico).** $\ce{HNO3}$: $N = 1 + 5 + 3 \times 6 = 24$ elétrons, 12 pares. Esqueleto: nitrogênio central, ligado a três oxigênios, um dos quais leva o hidrogênio. Completar os octetos com ligações simples deixa o nitrogênio com seis elétrons; um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de um oxigênio vira uma ligação $\ce{N=O}$. [Cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge): nitrogênio $5 - 0 - 4 = +1$; o oxigênio com ligação simples e sem hidrogênio, $6 - 6 - 1 = -1$; os outros, 0. O total é 0, como exige a [Proposição 3.3](#prop-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-sum). ![Estruturas de Lewis com pares não ligantes e cargas formais.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-10d79de6b6ac.svg) *[Estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) com [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge).* ## 3.2 Além do octeto **Definição 3.6 (Moléculas deficientes em elétrons e hipervalentes).** Uma molécula em que um átomo tem menos de oito [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) é *deficiente em elétrons*: em $\ce{BF3}$, o boro tem seis. Uma molécula em que um átomo do [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 3 ou de [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) posterior está cercado por mais de quatro pares é *hipervalente*: em $\ce{PCl5}$ o fósforo forma cinco ligações, em $\ce{SF6}$ o enxofre forma seis. As moléculas com número ímpar de elétrons, como $\ce{NO}$ e $\ce{NO2}$, não podem satisfazer a [regra do octeto](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em todos os átomos: um elétron fica desemparelhado. **Observação 3.7 (Por que o período 3 e não o período 2).** O nitrogênio forma $\ce{NF3}$, mas nunca $\ce{NF5}$, enquanto o fósforo forma tanto $\ce{PF3}$ quanto $\ce{PF5}$. Um átomo do [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 2 é pequeno demais para se ligar a mais de quatro vizinhos; um átomo do [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 3 é grande o bastante para acomodar cinco ou seis. Encontram-se tanto desenhos de $\ce{SO4^{2-}}$ ou de $\ce{H2SO4}$ com ligações duplas no enxofre (12 elétrons em torno de S) quanto desenhos com ligações simples e [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) (um octeto); o segundo reflete melhor a distribuição de cargas, e ambos dão a geometria correta. **Definição 3.8 (Ácido de Lewis, base de Lewis, ligação dativa).** Um *ácido de Lewis* é uma espécie capaz de aceitar um par de elétrons em um lugar vago de sua camada de valência ($\ce{BF3}$, $\ce{AlCl3}$, $\ce{H+}$, cátions metálicos); uma *base de Lewis* é uma espécie com um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) que ela pode compartilhar ($\ce{NH3}$, $\ce{H2O}$, $\ce{F-}$). Quando a base cede o par ao ácido, a ligação formada é uma *ligação dativa*: uma [ligação covalente](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) cujos dois elétrons vieram de um mesmo parceiro. **Exemplo 3.9 (Amônia e trifluoreto de boro).** $\ce{NH3 + BF3 -> H3NBF3}$. No aduto, o boro completa seu octeto; o nitrogênio, que agora compartilha seu [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), porta a [carga formal](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) $+1$ e o boro, $-1$. Uma vez formada, a ligação $\ce{N-B}$ é uma [ligação covalente](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) comum. ![Uma ligação dativa: o par não ligante da amônia (uma base de Lewis) ocupa o lugar vago do trifluoreto de boro (um ácido de Lewis). Os pares não ligantes do flúor não estão desenhados.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-30c7b4ef18d7.svg) *Uma [ligação dativa](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid): o [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) da amônia (uma [base de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid)) ocupa o lugar vago do trifluoreto de boro (um [ácido de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid)). Os [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do flúor não estão desenhados.* ## 3.3 Ressonância **Definição 3.10 (Estruturas de ressonância, híbrido de ressonância).** Quando os elétrons de uma molécula podem ser distribuídos em várias [estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) que diferem apenas pela posição das ligações $\pi$ e dos [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) — com os núcleos parados no lugar — cada uma delas é uma *estrutura de ressonância* (ou forma mesomérica), ligada às outras por uma seta de duas pontas $\leftrightarrow$. A molécula real não é nenhuma delas: ela é o *híbrido de ressonância*, uma estrutura única cuja distribuição eletrônica é uma média ponderada das distribuições delas. **Observação 3.11 (Uma seta, não um equilíbrio).** A seta $\leftrightarrow$ não descreve uma reação: o ozônio não passa de uma estrutura para a outra. O híbrido é uma única molécula, descrita por vários desenhos porque um desenho só não basta. Nunca use $\rightleftharpoons$ entre [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance). **Método 3.12 (Escrever e ponderar estruturas de ressonância).** Para encontrar as [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) de uma espécie: 1. parta de uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ; procure um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ou uma ligação $\pi$ vizinha de uma ligação $\pi$ , de um lugar vago ou de uma carga positiva; 2. desloque pares com setas curvas (um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) vira uma ligação $\pi$ , uma ligação $\pi$ vira um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ), sem nunca mover um núcleo nem exceder o octeto de um átomo do [período](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-table) 2; 3. recalcule as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) ; 4. pondere as estruturas: as mais importantes obedecem à [regra do octeto](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) , têm menos [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) e põem as cargas negativas sobre os átomos mais eletronegativos; estruturas equivalentes têm o mesmo peso. **Exemplo 3.13 (Ozônio, nitrato, benzeno).** O ozônio tem duas estruturas equivalentes: cada ligação $\ce{O-O}$ é dupla em uma e simples na outra, de modo que ambas têm ordem de ligação $1.5$ e o mesmo comprimento, $127.8\,\mathrm{pm}$, entre $\ce{O=O}$ e $\ce{O-O}$. O íon nitrato $\ce{NO3-}$ tem três estruturas equivalentes; cada ligação $\ce{N-O}$ tem ordem $4/3$. O benzeno, $\ce{C6H6}$, tem duas estruturas de Kekulé; suas seis ligações $\ce{C-C}$ são iguais, $139.7\,\mathrm{pm}$, entre a ligação simples do etano ($153.6\,\mathrm{pm}$) e a ligação dupla do eteno ($133.9\,\mathrm{pm}$). ![Ressonância no ozônio (um par não ligante do oxigênio da direita vira uma ligação π, enquanto a ligação π da esquerda vira um par não ligante) e no benzeno, e uma das três estruturas equivalentes do íon nitrato, cuja carga é compartilhada pelos três oxigênios.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-7776f7e8d348.svg) *Ressonância no ozônio (um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do oxigênio da direita vira uma ligação $\pi$, enquanto a ligação $\pi$ da esquerda vira um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)) e no benzeno, e uma das três estruturas equivalentes do íon nitrato, cuja carga é compartilhada pelos três oxigênios.* **Definição 3.14 (Ligação σ\sigmaσ, ligação π\piπ).** Uma ligação simples é uma *ligação $\sigma$*: seu par de elétrons fica ao longo do eixo que une os dois núcleos, resultado da sobreposição frontal de dois orbitais. A segunda e a terceira ligações de uma ligação múltipla são *ligações $\pi$*: seus pares ficam de cada lado do eixo, resultado da sobreposição lateral de dois orbitais p perpendiculares a ele. Uma ligação dupla é uma ligação $\sigma$ e uma $\pi$; uma ligação tripla, uma $\sigma$ e duas $\pi$. ![Os dois tipos de sobreposição. Uma ligação permite a rotação em torno de seu eixo; uma ligação π não, e é por isso que uma ligação dupla é rígida ().](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-0dfc772e829c.svg) *Os dois tipos de sobreposição. Uma ligação $\sigma$ permite a rotação em torno de seu eixo; uma ligação $\pi$ não, e é por isso que uma ligação dupla é rígida ([Capítulo 16](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/16-estereoquimica-aprofundada#ch-b1-stereochemistry-in-depth)).* ## 3.4 O modelo VSEPR **Definição 3.15 (Modelo VSEPR, número estérico).** No *modelo VSEPR* (repulsão dos pares de elétrons da camada de valência), os pares em torno de um átomo central A se repelem e adotam o arranjo que os mantém o mais afastados possível. Uma molécula é escrita $\ce{AX_nE_m}$, em que $n$ é o número de átomos ligados a A (uma ligação múltipla conta uma vez) e $m$ o número de [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de A. O *número estérico* $n + m$ fixa o arranjo dos pares: 2 linear, 3 trigonal plano, 4 tetraédrico, 5 bipirâmide trigonal, 6 octaédrico. A forma da molécula é o arranjo apenas de seus átomos. **Proposição 3.16 (Geometrias VSEPR).** O [modelo VSEPR](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-vsepr) prevê as formas e os ângulos ideais da tabela abaixo; os ângulos medidos são próximos. | tipo | arranjo dos pares | forma | exemplo | ângulo medido | | --- | --- | --- | --- | --- | | $\ce{AX2}$ | linear | linear | $\ce{CO2}$ | $180^\circ$ | | $\ce{AX3}$ | trigonal plano | trigonal plana | $\ce{BF3}$ | $120^\circ$ | | $\ce{AX2E}$ | trigonal plano | angular | $\ce{SO2}$ | $119.5^\circ$ | | $\ce{AX4}$ | tetraédrico | tetraédrica | $\ce{CH4}$ | $109.5^\circ$ | | $\ce{AX3E}$ | tetraédrico | pirâmide trigonal | $\ce{NH3}$ | $106.7^\circ$ | | $\ce{AX2E2}$ | tetraédrico | angular | $\ce{H2O}$ | $104.5^\circ$ | | $\ce{AX5}$ | bipirâmide trigonal | bipirâmide trigonal | $\ce{PCl5}$ | $90^\circ$, $120^\circ$ | | $\ce{AX4E}$ | bipirâmide trigonal | gangorra | $\ce{SF4}$ | $101.6^\circ$, $173.1^\circ$ | | $\ce{AX3E2}$ | bipirâmide trigonal | em T | $\ce{ClF3}$ | $87.5^\circ$ | | $\ce{AX2E3}$ | bipirâmide trigonal | linear | $\ce{XeF2}$ | $180^\circ$ | | $\ce{AX6}$ | octaédrico | octaédrica | $\ce{SF6}$ | $90^\circ$ | | $\ce{AX5E}$ | octaédrico | pirâmide de base quadrada | $\ce{BrF5}$ | — | | $\ce{AX4E2}$ | octaédrico | quadrado plana | $\ce{XeF4}$ | — | **Demonstração.** *Admitido neste nível.* ∎ **Proposição 3.17 (Os pares não ligantes fecham os ângulos).** Um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), retido por um único núcleo, se espalha mais que um [par ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e repele com mais força: as repulsões diminuem na ordem [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)/[par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) $>$ [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)/[par ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) $>$ [par ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)/[par ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis). Por isso, os ângulos entre ligações diminuem à medida que se acrescentam [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ($109.5^\circ$ em $\ce{CH4}$, $106.7^\circ$ em $\ce{NH3}$, $104.5^\circ$ em $\ce{H2O}$), e em uma bipirâmide trigonal os [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ocupam as posições equatoriais, onde têm apenas dois vizinhos a $90^\circ$. **Demonstração.** *Admitido neste nível.* ∎ ![Formas previstas pelo VSEPR. Uma cunha cheia aponta para o leitor, uma cunha tracejada para trás; as ligações simples ficam no plano da página. Os pares não ligantes do átomo central aparecem como pares de pontos; XeF4 está desenhado de frente, com seus dois pares não ligantes apontando para o leitor e para trás.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-5777d91880f4.svg) *Formas previstas pelo VSEPR. Uma cunha cheia aponta para o leitor, uma cunha tracejada para trás; as ligações simples ficam no plano da página. Os [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do átomo central aparecem como pares de pontos; $\ce{XeF4}$ está desenhado de frente, com seus dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) apontando para o leitor e para trás.* **Método 3.18 (Prever uma forma).** Para prever a forma em torno de um átomo central: 1. desenhe a [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ( [Método 3.4](#met-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ); 2. conte os átomos ligados ao átomo central ( $n$ ) e seus [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ( $m$ ); escreva $\ce{AX_nE_m}$ ; 3. leia o arranjo a partir de $n + m$ e a forma a partir das posições dos $n$ átomos; 4. corrija os ângulos ideais: [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e ligações múltiplas ocupam mais espaço que as ligações simples. **Definição 3.19 (Hibridização).** A *hibridização* de um átomo é uma descrição de suas ligações por orbitais orientados nas direções previstas pelo VSEPR: um átomo de [número estérico](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-vsepr) 4 é dito sp$^3$ (quatro orbitais equivalentes a $109.5^\circ$), de [número estérico](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-vsepr) 3, sp$^2$ (três orbitais a $120^\circ$ em um plano, restando um orbital p perpendicular a ele), de [número estérico](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-vsepr) 2, sp (dois orbitais a $180^\circ$, restando dois orbitais p). Os orbitais p restantes formam as ligações $\pi$. **Exemplo 3.20 (Os carbonos da química orgânica).** No etano, cada carbono é sp$^3$, tetraédrico; no eteno, sp$^2$, com os seis átomos em um plano e ângulos próximos de $120^\circ$ (medido $\ce{H-C-H}$: $117.6^\circ$); no etino, sp, com os quatro átomos em uma reta. Os comprimentos de ligação diminuem de 153.6 para 133.9 e para $120.3\,\mathrm{pm}$ à medida que se acrescentam ligações $\pi$. **Observação 3.21 (Uma descrição, não uma causa).** A [hibridização](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-hybridisation) descreve uma geometria já conhecida; ela não a explica, e falha quanto às energias dos elétrons, que a teoria dos orbitais moleculares, no volume do 2.º ano, explica. Ela continua sendo a linguagem cotidiana da química orgânica: um “carbono sp$^2$” é um carbono plano com um orbital p livre para uma ligação $\pi$. ## 3.5 Moléculas polares: momentos dipolares **Definição 3.22 (Dipolo de ligação, momento dipolar).** Em uma ligação entre átomos de [eletronegatividades](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-electronegativity) diferentes, os elétrons se deslocam em direção ao átomo mais eletronegativo, que porta uma carga parcial $-\delta e$, enquanto seu parceiro porta $+\delta e$ ($0 < \delta < 1$). O *dipolo de ligação* é o vetor $\vec\mu = \delta e\, \vec d$, de norma $\delta e d$, orientado da carga parcial negativa para a positiva, sendo $\vec d$ o vetor entre elas. O *momento dipolar* de uma molécula é a soma vetorial de seus dipolos de ligação (e das contribuições de seus [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis)); ele é expresso em coulomb-metros ou em debyes, $1\,\mathrm{D} = 3.336 \times 10^{-30}\,\mathrm{C}\,\mathrm{m}$. Uma molécula com momento dipolar não nulo é uma *molécula polar*. **Observação 3.23 (Convenção de sentido).** A física desenha o vetor dipolo da carga negativa para a positiva, a convenção usada aqui. Livros de química mais antigos desenham uma seta com a cauda cortada apontando para a extremidade negativa; só o sentido difere. **Proposição 3.24 (Dipolo de uma molécula simétrica).** Uma molécula $\ce{AX_n}$ sem [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em A ($\ce{AX2}$ linear, $\ce{AX3}$ trigonal, $\ce{AX4}$ tetraédrica, …) tem [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) nulo, qualquer que seja a polaridade de suas ligações. Uma molécula $\ce{AX2}$ angular de ângulo $\theta$ cujas ligações têm dipolo $\mu_b$ tem [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) $$ \mu = 2\mu_b \cos\frac{\theta}{2} . $$ **Demonstração.** Nas formas simétricas, os vetores de ligação têm a mesma norma e suas direções estão dispostas simetricamente em torno de A, de modo que sua soma é nula (para $\ce{AX2}$ linear, eles são opostos; para $\ce{AX3}$ a $120^\circ$, três vetores de mesma norma somam zero; para $\ce{AX4}$, a soma é invariante pelas rotações do tetraedro, logo é nula). Para a molécula angular, cada vetor de ligação forma o ângulo $\theta/2$ com a bissetriz; as componentes perpendiculares à bissetriz se anulam e as componentes ao longo dela se somam: $2\mu_b\cos(\theta/2)$. ∎ ![Dipolos de ligação (em laranja, da carga parcial negativa para a positiva) e sua soma (em vermelho). Na água, angular, eles se somam; no dióxido de carbono, linear, eles se anulam.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-e59b6d8d3675.svg) *[Dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) (em laranja, da carga parcial negativa para a positiva) e sua soma (em vermelho). Na água, angular, eles se somam; no dióxido de carbono, linear, eles se anulam.* **Exemplo 3.25 (Moléculas polares e apolares).** $\ce{CO2}$, $\ce{BF3}$, $\ce{CH4}$ e $\ce{CCl4}$ têm [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) nulo. $\ce{H2O}$ ($1.86\,\mathrm{D}$), $\ce{NH3}$ ($1.48\,\mathrm{D}$) e $\ce{SO2}$ ($1.63\,\mathrm{D}$) são polares. Ao longo da série $\ce{CH3Cl}$, $\ce{CH2Cl2}$, $\ce{CHCl3}$, o momento diminui, 1.87, 1.62, $1.04\,\mathrm{D}$, até se anular em $\ce{CCl4}$: os [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) $\ce{C-Cl}$ se anulam cada vez mais. Entre os haletos de hidrogênio, ele acompanha a diferença de [eletronegatividade](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-electronegativity): HF 1.83, HCl 1.09, HBr 0.83, HI $0.45\,\mathrm{D}$. ## 3.6 Exercícios **Exercício 3.1 ★.** Desenhe as [estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{H2O}$, $\ce{NH3}$, $\ce{CO2}$, $\ce{HCN}$, $\ce{CH2O}$ (metanal) e $\ce{NH4+}$, e dê as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge). **Solução de Exercício 3.1.** $\ce{H2O}$: duas ligações $\ce{O-H}$, dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em O. $\ce{NH3}$: três ligações $\ce{N-H}$, um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em N. $\ce{CO2}$: $\ce{O=C=O}$, dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em cada O. $\ce{HCN}$: $\ce{H-C#N}$, um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em N. $\ce{CH2O}$: carbono ligado a dois H e com ligação dupla com O, dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em O. Todas as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) são nulas nesses cinco casos. $\ce{NH4+}$: quatro ligações $\ce{N-H}$, nenhum [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis); nitrogênio $5 - 0 - 4 = +1$, a carga do íon. **Exercício 3.2 ★.** Dê o tipo $\ce{AX_nE_m}$, a forma e o ângulo aproximado de $\ce{H2S}$, $\ce{PCl3}$, $\ce{BF3}$, $\ce{SiH4}$ e $\ce{CO3^{2-}}$ (átomo central em primeiro lugar em cada fórmula). **Solução de Exercício 3.2.** $\ce{H2S}$: $\ce{AX2E2}$, angular, abaixo de $109.5^\circ$ (medido: $92^\circ$). $\ce{PCl3}$: $\ce{AX3E}$, pirâmide trigonal, cerca de $100^\circ$. $\ce{BF3}$: $\ce{AX3}$, trigonal plana, $120^\circ$. $\ce{SiH4}$: $\ce{AX4}$, tetraédrica, $109.5^\circ$. $\ce{CO3^{2-}}$: $\ce{AX3}$ (a ligação dupla conta uma vez), trigonal plana, $120^\circ$. **Exercício 3.3 ★.** Quais destas moléculas são polares: $\ce{CCl4}$, $\ce{CH2Cl2}$, $\ce{BF3}$, $\ce{NH3}$, $\ce{CO2}$, $\ce{SO2}$? Justifique a partir das formas. **Solução de Exercício 3.3.** Apolares: $\ce{CCl4}$ ($\ce{AX4}$ tetraédrica), $\ce{BF3}$ ($\ce{AX3}$), $\ce{CO2}$ ($\ce{AX2}$ linear): os [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) se anulam. Polares: $\ce{CH2Cl2}$ (dois tipos diferentes de ligação em um tetraedro), $\ce{NH3}$ (piramidal), $\ce{SO2}$ (angular). **Exercício 3.4 ★.** Identifique o [ácido de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid) e a [base de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid) em $\ce{H+ + H2O -> H3O+}$ e em $\ce{Cu^{2+} + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]^{2+}}$. Quais ligações são dativas? **Solução de Exercício 3.4.** $\ce{H+}$ é o [ácido de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis-acid) e $\ce{H2O}$ a base: a nova ligação $\ce{O-H}$ de $\ce{H3O+}$ é dativa no momento em que se forma (depois, as três ligações $\ce{O-H}$ são idênticas). $\ce{Cu^{2+}}$ é o ácido e cada $\ce{NH3}$ uma base: as quatro ligações $\ce{Cu-N}$ são dativas. **Exercício 3.5 ★★.** Escreva duas [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) do íon etanoato $\ce{CH3COO-}$. O que elas preveem para os comprimentos das duas ligações $\ce{C-O}$? Compare com o ácido metanoico $\ce{HCOOH}$, cujas duas ligações $\ce{C-O}$ medem 120.2 e $134.3\,\mathrm{pm}$. **Solução de Exercício 3.5.** ![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-cc5311659b07.svg) $\leftrightarrow$ ![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-2/b1-lewis-resonance-vsepr/fig-a0195b978dd4.svg). As duas estruturas são equivalentes: as duas ligações $\ce{C-O}$ têm ordem 1.5 e o mesmo comprimento, entre o da ligação dupla e o da simples. No ácido metanoico, os dois oxigênios diferem (um leva o H), as estruturas não são equivalentes e as ligações mantêm comprimentos distintos, 120.2 ($\ce{C=O}$) e $134.3\,\mathrm{pm}$ ($\ce{C-OH}$). **Exercício 3.6 ★★.** Desenhe a [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do íon sulfato $\ce{SO4^{2-}}$ com quatro ligações simples $\ce{S-O}$, calcule as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) e preveja a forma. Quantas [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) com duas ligações $\ce{S=O}$ e sem carga no enxofre podem ser escritas? **Solução de Exercício 3.6.** $N = 6 + 4 \times 6 + 2 = 32$ elétrons. Com quatro ligações simples e três [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em cada oxigênio: enxofre $6 - 0 - 4 = +2$, cada oxigênio $6 - 6 - 1 = -1$; total $+2 - 4 = -2$. Forma $\ce{AX4}$, tetraédrica. Com duas ligações $\ce{S=O}$, a escolha de quais dois dos quatro oxigênios fazem ligação dupla dá $\binom{4}{2} = 6$ estruturas. **Exercício 3.7 ★★.** Use o VSEPR para prever as formas de $\ce{SF4}$, $\ce{ClF3}$, $\ce{XeF2}$ e $\ce{XeF4}$. Explique por que os [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de uma bipirâmide trigonal ficam no plano equatorial. **Solução de Exercício 3.7.** $\ce{SF4}$: $\ce{AX4E}$, gangorra. $\ce{ClF3}$: $\ce{AX3E2}$, em T. $\ce{XeF2}$: $\ce{AX2E3}$, linear. $\ce{XeF4}$: $\ce{AX4E2}$, quadrado plana. Em uma bipirâmide trigonal, uma posição axial tem três vizinhos a $90^\circ$, uma posição equatorial apenas dois: os volumosos [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) vão para onde encontram menos repulsões a $90^\circ$. **Exercício 3.8 ★★.** Os ângulos $\ce{H-X-H}$ são $104.5^\circ$ em $\ce{H2O}$ e $92.1^\circ$ em $\ce{H2S}$; $106.7^\circ$ em $\ce{NH3}$ e $93.3^\circ$ em $\ce{PH3}$. Proponha uma explicação em termos do tamanho e da [eletronegatividade](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/2-periodicidade#def-b1-periodicity-electronegativity) do átomo central. **Solução de Exercício 3.8.** O enxofre e o fósforo são maiores e menos eletronegativos que o oxigênio e o nitrogênio: os [pares ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) ficam mais longe do átomo central e são puxados em direção ao hidrogênio, de modo que se repelem menos, e os [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) comprimem as ligações em direção a $90^\circ$. **Exercício 3.9 ★★.** Dê a [hibridização](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-hybridisation) de cada carbono e do nitrogênio em $\ce{CH3-C#N}$ (etanonitrila) e em $\ce{CH2=CH-CH3}$, e o número de ligações $\sigma$ e $\pi$ de cada molécula. **Solução de Exercício 3.9.** $\ce{CH3-C#N}$: o carbono do $\ce{CH3}$ é sp$^3$, o carbono da nitrila sp, o nitrogênio sp; 5 ligações $\sigma$ (três $\ce{C-H}$, $\ce{C-C}$, uma em $\ce{C#N}$) e 2 ligações $\pi$. $\ce{CH2=CH-CH3}$: os dois carbonos do alceno são sp$^2$, o carbono metílico sp$^3$; 8 ligações $\sigma$ (seis $\ce{C-H}$, duas $\ce{C-C}$) e 1 ligação $\pi$. **Exercício 3.10 ★★★.** O [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) de $\ce{NF3}$ é de apenas $0.24\,\mathrm{D}$, contra $1.48\,\mathrm{D}$ para $\ce{NH3}$, embora a ligação $\ce{N-F}$ seja mais polar que a ligação $\ce{N-H}$. Usando os [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) e o [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do nitrogênio, explique a diferença. **Solução de Exercício 3.10.** As duas moléculas são piramidais, com um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) no nitrogênio. O [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) dá uma contribuição orientada (do negativo para o positivo) do par em direção ao núcleo. Em $\ce{NH3}$, o nitrogênio é a extremidade negativa de cada ligação: os [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) apontam de N para os hidrogênios, no mesmo sentido da contribuição do [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), e se somam. Em $\ce{NF3}$, o flúor é a extremidade negativa: os [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) apontam dos flúores para N, contra a contribuição do [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), e os dois quase se anulam. **Exercício 3.11 ★★★.** A molécula de $\ce{SO2}$ tem ângulo de $119.5^\circ$ e [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) de $1.63\,\mathrm{D}$. Calcule o dipolo de uma ligação $\ce{S-O}$; com o comprimento de ligação de $143.2\,\mathrm{pm}$, deduza a carga parcial $\delta$ de cada oxigênio. **Solução de Exercício 3.11.** $\mu_b = \mu/(2\cos(\theta/2)) = 1.63/(2\cos 59.75^\circ) = 1.62\,\mathrm{D} = 5.40 \times 10^{-30}\,\mathrm{C}\,\mathrm{m}$. Então $\delta = \mu_b/(e\,d) = 5.40 \times 10^{-30}/(1.602 \times 10^{-19} \times 143.2 \times 10^{-12}) = 0.24$. **Exercício 3.12 ★★★.** Desenhe as [estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) mais importantes do monóxido de dinitrogênio $\ce{N2O}$ (linear, $\ce{N-N-O}$) e calcule as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge). Os comprimentos de ligação medidos são $\ce{N-N}$ $112.8\,\mathrm{pm}$ e $\ce{N-O}$ $118.4\,\mathrm{pm}$; em $\ce{N2}$, a ligação tripla mede $109.8\,\mathrm{pm}$. Qual estrutura pesa mais? **Solução de Exercício 3.12.** $\ce{N=N=O}$ com [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) $-1$, $+1$, $0$; $\ce{N#N-O}$ com $0$, $+1$, $-1$. A ligação $\ce{N-N}$ ($112.8\,\mathrm{pm}$) é próxima da ligação tripla de $\ce{N2}$ ($109.8\,\mathrm{pm}$): a estrutura $\ce{N#N-O}$ pesa mais, e ela põe a carga negativa no oxigênio, o átomo mais eletronegativo. A ligação $\ce{N-O}$, porém, é mais curta que uma ligação simples: a outra estrutura também contribui. ## 3.7 Problema: As moléculas de um raio **Problema 3.1.** Problema de fim de semana — as espécies de nitrogênio e de oxigênio formadas quando um raio aquece o ar: estruturas de Lewis, ressonância, formas e as cargas parciais da água Um raio aquece o ar a milhares de graus: $\ce{N2}$ e $\ce{O2}$ dão $\ce{NO}$, depois $\ce{NO2}$, $\ce{N2O}$, ozônio e, por fim, ácido nítrico na chuva. Dados: $1\,\mathrm{D} = 3.336 \times 10^{-30}\,\mathrm{C}\,\mathrm{m}$, $e = 1.602 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$. Os valores medidos são dados quando necessário. **Parte I — [Estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis).** 1. Conte os [elétrons de valência](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-configuration) de $\ce{N2}$ , $\ce{NO}$ , $\ce{NO2}$ , $\ce{N2O}$ , $\ce{O3}$ e $\ce{HNO3}$ . 2. Desenhe a [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{N2}$ . 3. Desenhe uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{NO}$ . Por que a [regra do octeto](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) não pode ser satisfeita nos dois átomos? 4. Desenhe duas [estruturas de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{N2O}$ , com $\ce{N=N=O}$ e com $\ce{N#N-O}$ , e dê as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) . 5. Desenhe uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do ozônio e dê as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) . 6. Desenhe uma [estrutura de Lewis](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) de $\ce{HNO3}$ e dê as [cargas formais](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) . 7. Quais das seis espécies têm um [elétron desemparelhado](https://one-course.com/books/chemistry/2/pt/chapter/1-numeros-quanticos-e-configuracoes-eletronicas#def-b1-quantum-numbers-unpaired) ? **Parte II — Ressonância e comprimentos de ligação.** 8. Escreva as duas [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) do ozônio. Que ordem de ligação elas preveem? 9. A ligação $\ce{O-O}$ mede $127.8\,\mathrm{pm}$ no ozônio, $120.8\,\mathrm{pm}$ em $\ce{O2}$ e $147.5\,\mathrm{pm}$ em $\ce{H2O2}$ . A previsão se confirma? 10. Escreva as três [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) de $\ce{NO3-}$ e dê a ordem de cada ligação $\ce{N-O}$ . 11. Em $\ce{HNO3}$ , as três ligações $\ce{N-O}$ medem 140.6, 121.1 e $119.9\,\mathrm{pm}$ . Atribua-as e explique usando a ressonância. 12. Explique por que o ângulo $\ce{O-N-O}$ de $\ce{NO2}$ ( $134^\circ$ ) é maior que $120^\circ$ . 13. Qual das duas estruturas da questão 4 põe a [carga formal](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) negativa no átomo mais eletronegativo? **Parte III — Formas e polaridade.** 14. Dê o tipo $\ce{AX_nE_m}$ do átomo central de $\ce{O3}$ , $\ce{N2O}$ , $\ce{NO3-}$ e do nitrogênio de $\ce{HNO3}$ , e suas formas. 15. O ângulo do ozônio é $116.8^\circ$ . Explique por que ele é menor que $120^\circ$ . 16. O ozônio tem [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) de $0.53\,\mathrm{D}$ , o $\ce{N2O}$ , $0.16\,\mathrm{D}$ , e o $\ce{N2}$ , nenhum. Explique. 17. Por que $\ce{CO2}$ é apolar enquanto $\ce{SO2}$ é polar? 18. Preveja o ângulo de $\ce{NH3}$ em relação a $109.5^\circ$ e depois compare com o valor medido de $106.7^\circ$ . 19. Mesma pergunta para a água ( $104.5^\circ$ ). **Parte IV — As cargas parciais da água.** O [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) da água é $1.857\,\mathrm{D}$, seu ângulo, $104.48^\circ$, e o comprimento de sua ligação $\ce{O-H}$, $95.8\,\mathrm{pm}$. 20. Expresse o [momento dipolar](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) da água em função do [dipolo de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) $\mu_{OH}$ e do ângulo. 21. Calcule $\mu_{OH}$ em debyes. 22. Converta-o em coulomb-metros. 23. Se o [dipolo de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) fosse formado por duas cargas inteiras $\pm e$ nos dois núcleos, quanto valeria? 24. Deduza o caráter iônico fracionário $\delta$ da ligação $\ce{O-H}$ , a razão entre o [dipolo de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) medido e o de cargas inteiras. **Solução de Problema 3.1.** **1.** $\ce{N2}$ 10, $\ce{NO}$ 11, $\ce{NO2}$ 17, $\ce{N2O}$ 16, $\ce{O3}$ 18, $\ce{HNO3}$ 24. **2.** $\ce{N#N}$ com um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) em cada nitrogênio. **3.** $\ce{N=O}$ com dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) no oxigênio, um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) e um elétron isolado no nitrogênio. Com 11 elétrons, número ímpar, um átomo sempre fica com uma contagem ímpar: o nitrogênio tem 7 elétrons em torno dele. **4.** $\ce{N=N=O}$: $-1$, $+1$, $0$; $\ce{N#N-O}$: $0$, $+1$, $-1$. **5.** $\ce{O=O-O}$: oxigênio central $+1$ (um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis), três ligações), o oxigênio terminal com ligação simples $-1$, o outro 0. **6.** Como no [Exemplo 3.5](#ex-b1-lewis-resonance-vsepr-hno3): nitrogênio $+1$, o oxigênio com ligação simples e sem hidrogênio $-1$, os outros 0. **7.** $\ce{NO}$ e $\ce{NO2}$ (11 e 17 elétrons). **8.** Duas estruturas equivalentes, com a ligação dupla de um lado ou do outro: ordem 1.5 para cada ligação. **9.** Sim: $127.8\,\mathrm{pm}$ fica entre a ligação dupla ($120.8\,\mathrm{pm}$) e a ligação simples ($147.5\,\mathrm{pm}$). **10.** A ligação dupla em cada um dos três oxigênios, por vez; cada ligação $\ce{N-O}$ é dupla em uma estrutura em três: ordem $4/3$. **11.** A ligação longa, $140.6\,\mathrm{pm}$, é $\ce{N-OH}$, uma ligação simples. Os dois oxigênios sem hidrogênio compartilham uma ligação $\pi$ por meio de duas [estruturas de ressonância](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-resonance) equivalentes: duas ligações de ordem 1.5, 121.1 e $119.9\,\mathrm{pm}$. **12.** O nitrogênio leva um elétron isolado em vez de um [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis): ele repele os [pares ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) menos do que um par repeliria, e as ligações se abrem além de $120^\circ$. **13.** $\ce{N#N-O}$, com a carga negativa no oxigênio. **14.** $\ce{O3}$: $\ce{AX2E}$, angular. $\ce{N2O}$: $\ce{AX2}$ (N central), linear. $\ce{NO3-}$: $\ce{AX3}$, trigonal plana. Nitrogênio de $\ce{HNO3}$: $\ce{AX3}$, trigonal plana. **15.** O [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) do oxigênio central repele os [pares ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) mais do que eles se repelem entre si. **16.** O ozônio é angular e seu átomo central difere dos átomos das extremidades ([carga formal](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-formal-charge) positiva no meio, carga negativa compartilhada pelas extremidades): um pequeno dipolo ao longo da bissetriz. $\ce{N2O}$ é linear, mas suas duas extremidades são átomos diferentes: um pequeno dipolo. $\ce{N2}$ é simétrico: nenhum. **17.** $\ce{CO2}$ é linear ($\ce{AX2}$): seus [dipolos de ligação](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole) se anulam. $\ce{SO2}$ é angular ($\ce{AX2E}$): eles se somam. **18.** $\ce{AX3E}$: o [par não ligante](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) fecha os ângulos abaixo de $109.5^\circ$; medido: $106.7^\circ$. **19.** $\ce{AX2E2}$: dois [pares não ligantes](#def-b1-lewis-resonance-vsepr-lewis) o fecham ainda mais; $104.5^\circ$. **20.** $\mu = 2\mu_{OH}\cos(\theta/2)$ ([Proposição 3.24](#prop-b1-lewis-resonance-vsepr-dipole-sum)). **21.** $\mu_{OH} = 1.857/(2\cos 52.24^\circ) = 1.857/1.2246 = 1.52\,\mathrm{D}$. **22.** $1.516 \times 3.336 \times 10^{-30} = 5.06 \times 10^{-30}\,\mathrm{C}\,\mathrm{m}$. **23.** $e\,d = 1.602 \times 10^{-19} \times 95.8 \times 10^{-12} = 1.535 \times 10^{-29}\,\mathrm{C}\,\mathrm{m}$, ou seja, $4.60\,\mathrm{D}$. **24.** $\delta = 5.06 \times 10^{-30}/1.535 \times 10^{-29} = \textbf{0.33}$: a ligação $\ce{O-H}$ da água porta um terço da carga que uma ligação totalmente iônica portaria.