Ligações Químicas e Dipolo Elétrico

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Hueder Paulo Moisés de Oliveira
hueder.paulo@ufabc.edu.br
LIGAÇÕES QUÍMICAS: VSEPR
1
2
Dipolo Elétrico
Polaridade: distribuição de carga elétrica (Q) entre os
átomos. O momento de dipolo elétrico é um vetor que aponta
da carga negativa (representado por δ-) para a carga positiva
(representado por δ+) e tem módulo dado por:
μ=Qr
1 2
0
1 2
 no vácuo
4
4
QQ
V
r
QQ
V
r




Charles Augustin
de Coulomb
(1736-1806)
ε0: constante dielétrica no vácuo;
ε: constante dielétrica do meio;
r: distância entre as cargas.
3
Os dipolos podem ser formados como resultado de um desbalanço da
distribuição de elétrons em moléculas assimétricas. Isso é causado pela
localização instantânea de mais elétrons de um lado do núcleo do que
do outro.
simétrico anti-simétrico
Portanto, átomos e moléculas contendo dipolos são atraídas pelas
outras por forças eletrostáticas.
Forças atrativas Nenhuma força 
atrativa é produzida
Dipolo Elétrico
4
A forma de uma molécula influencia na sua habilidade de formar
dipolos temporários. Moléculas longas e finas podem empacotar muito
mais próximas uma das outras do que moléculas mais esféricas.
Moléculas homonucleares como o
iodo (I2), desenvolvem
temporariamente um dipolo devido à
flutuação natural de densidade
elétronica dentro da molécula.
Moléculas heteronucleares,
como o HCl possuem um dipolo
permanente que atrai o polo
oposto em outras moléculas.
Dipolo Elétrico
5
Os momentos de dipolo são calculados considerando o
vetor µ com três componentes: µx, µy, e µz. A direção de
µ mostra a orientação do momento de dipolo na
molécula e o comprimento do vetor µ corresponde à
magnetude do momento de dipolo.
x J J
J
Q x 
  2/1222 zyx  
Dipolo Elétrico
QJ é a carga parcial do átomo J e xJ é a
coordenada x do átomo J.
Soma feita sobre todos os átomos da molécula
𝟏𝑫 = 𝟑, 𝟑𝟑𝟓𝟔𝟒 𝒙 𝟏𝟎−𝟑𝟎𝑪𝒎
Peter Josephus 
Wilhelmus Debye
(1884-1966)
H
N
C
O
+0,18
-0,36
+0,45
-0,38

(182,-87,0)
(132,0,0)
(0,0,0)
(-62,107,0)
x = (-0,36e) x (132 pm) + (0,45e) x (0 pm)
+(0,18e) x (182 pm) + (-0,38e) x (-62 pm)
= 8,8e pm
= 8,8 x (1.602 x 10-19 C) x (10-12 m)
= 1,4 x 10-30 C m = 0,42 D
Exemplo: Calculando o momento de dipolo elétrico
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Dipolo Elétrico
y = (-0,36e) x (0 pm) + (0,45e) x (0 pm)
+(0,18e) x (-86,6 pm) + (-0,38e) x (107 pm)
= -56e pm = -9.1 x 10-30 C m = -2,7 D
z = 0   2/1222 zyx  
 =[(0,42 D)2 + (-2,7 D)2]1/2 = 2,7 D
Exercício: Calcule o momento de dipolo para o formaldeído:
7
Dipolo Elétrico
8
Potencial Eletrostático
Abordagem computacional: Calcula o momento
de dipolo levando em conta a localização e o
módulo das cargas parciais de todos os átomos.
9
Potencial Eletrostático
Cuidado, há exceções…
Em geral, a extremidade negativa do dipolo é o átomo mais
eletronegativo. Contudo, há excessões, por exemplo, o momento de
dipolo do CO é 0,12 D, mas a extremidade negativa fica no átomo de C,
muito embora o átomo de O seja mais eletronegativo. Isto pode ser
melhor entedido, quando observamos que orbitais anti-ligantes são
ocupados no CO. Nestes orbitais, os eletrons tendem a ser encontrados
mais próximos dos átomos menos eletronegativos, e assim contribuem
de forma oposta para a carga parcial.
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Potencial Eletrostático
C (Z = 6): [He]2s² 2p2
O (Z = 8): [He]2s² 2p4
11
Potencial Eletrostático
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 A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida 
da polaridade de ligação;
 As diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em 
ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou 
quase igual):
 As diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em 
ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
 As diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em 
ligações iônicas (transferência de elétrons).
F2 (4,0 – 4,0) = 0,0
HF (4,0 – 2,1) = 1,9
LiF (4,0 – 1,0) = 3,0
Polaridade e Eletronegatividade
13
Polaridade e Eletronegatividade
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É a capacidade de distorção da distribuição de cargas sob a ação de
um campo elétrico externo.
Polaridade e Ligações Químicas
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Polarizabilidade
- + 
+ +
-
+ -
+
- +
Molécula apolar
A aplicação de um campo elétrico externo (E) pode alinhar o momento
de dipolo permanente de uma molécula e também pode provocar a
deformação dela.
𝜇∗ = 𝛼𝐸 𝜇
∗ = momento de dipolo induzido;
𝛼= polarizabilidade
Dipolo induzido
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Polarizabilidade é uma propriedade molecular que aumenta com o
número de elétrons da molécula e diminui com o aumento da energia de
ionização:
(número atômico)
 
(energia de ionização)
Z
I
 
Polarizabilidade
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 /D /(10
30
 m
3
) 
Ar 0 1.66 
CCl4 0 10.5 
C6H6 0 10.4 
H2 0 0.819 
H2O 1.85 1.48 
NH3 1.47 2.22 
HCl 1.08 2.63 
HBr 0.80 3.61 
HI 0.42 5.45 
Polarizabilidade
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Exemplo:
Qual é a força de campo elétrico requerida para induzir um momento de
dipolo elétrico de 1 µD em uma molécula de polarizabilidade de volume
igual à 1,1 x 10-31 m3?
Resolução:
0
'
4

 
31 41
0
1,1 10 1,224 10
4



      -1 2 2J C m
6 30
*
41
5 1 1 5 1
2 1 1
1,0 10 (3,335 10 )
1,224 10
2,725 10 2,725 10
2,725 10 2,725
E E 
 

  
 
 
  

   
  
JC m Vm
kVm kVcm
Polarizabilidade
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Ligações Químicas
 A ligação química entre os átomos é fundamentalmente de natureza
eletrostática, devido à forças elétricas atrativas e repulsivas entre os elétrons e
o núcleo dos átomos envolvidos;
 Para haver uma ligação, é necessário que a atração supere a repulsão,
criando uma situação energeticamente mais estável;
 Essas interações irão depender fundamentalmente da distribuição (posição)
das cargas dos átomos.
Interações repulsivas
Interações atrativas
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Ligações Químicas
 O núcleo normalmente não participa de forma direta da ligação molecular;
 Parte da interação que define a ligação se dá entre os elétrons mais externos:
os elétrons de valência;
 A simetria da distribuição espacial (orbitais) dos elétrons de valência que
define o tipo de ligação observada.
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Os orbitais atômicos representam os estados estacionários dos elétrons
ligados ao átomo e definem a região no espaço (3D), na qual é distribuída
a probabilidade (P) de se encontrar estes elétrons após ser realizada uma
medida.
   
2
, , , ,, , , ,n l m n l mP r r    
Coordenadas 
Esféricas Polares
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
   
2
, , , ,, , , ,n l m n l mP r r    
n está associado a energia do elétron e define a sua “proximidade”
do núcleo.
l está associado ao momento angular do elétron e define o “tipo” de
forma do orbital.
m está associado à projeção do momento angular (número quântico
magnético) do elétron e define a “orientação” do orbital no espaço.
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Tomando como exemplos os estados 1s (n = 1, l = 0, m = 0 → Ψ1,0,0) e 2s (n = 2, l
= 0, m = 0), podemos ver abaixo as regiões onde é mais provável encontrar os
elétron ao redor do núcleo. Note que para o estado 1s, isso corresponde ao valor
do raio de Bohr (a0 = 0,52918 Å).
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
 A partir da densidade de probabilidade podemos facilmente determinar a
distribuição espacial das cargas elétricas, a fim de calcular a interação
(força) eletrostática: basta multiplicar a densidade de probabilidade pela
carga elementar do elétron;
 Segundo a teoria quântica, o elétron comporta-se como uma onda
“delocalizada” ao redor do núcleo, com uma distribuição de probabilidade
contínua:
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
 A simetria dos orbitais atômicos depende da função de onda do
estado em que se encontra o elétron no átomo: o chamado estado
eletrônico;
 Essa simetria define a distribuição de carga ao redor do núcleo:
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Ligações Químicas:Orbitais Atômicos
Os elétrons são 
Fermions!!!
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
 A solução da equação de Schrödinger determina a simetria dos
orbitais e, portanto, como será a interação eletrostática:
E H  E: Energia do orbital;H: Operador Hamiltoniano.
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Orbitais s (l = 0)
Orbitais p (l = 1)
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Orbitais d (l = 2)
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Orbitais f
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
Orbitais g Orbitais h
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Ligações Químicas: Orbitais Atômicos
A simetria dos orbitais determina a interação eletrostática que mantém
os átomos ligados numa molécula, e assim estabelece as propriedades
físicas e químicas das ligações moleculares.
1. Ligação de van der Waals;
2. Ligação Iônica;
3. Ligação Covalente;
4. Ligação Metálica.
Forma
Orbitais 
ocupados
Ligações 
químicas
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Representação de Lewis e a regra do octeto
Regra do octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou
compartilhar elétrons até que eles estejam rodeados por 8
elétrons de valência (4 pares de elétrons).
35
Gilbert Newton 
Lewis
(1875-1946)
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Na formação da ligação covalente, os átomos tendem
a completar seus octetos pelo compartilhamento de
pares de elétrons.
Representação de Lewis e a regra do octeto
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Exercício: Escreva a estrutura de Lewis do cianato, CNO-, e da uréia,
(NH2)2CO.
Cl + Cl Cl Cl
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é
representado por uma única linha:
Cuidado: há inúmeras exceções à regra do octeto!
Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto:
i. Moléculas com número ímpar de elétrons;
ii. Moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja,
moléculas deficientes em elétrons;
iii. Moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou
seja, moléculas com expansão de octeto.
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
As espécies que têm elétrons com spins não emparelhados são
chamadas de radicais. Eles são, em geral, muito reativos.
CH3
Exceções à regra do octeto: radicais
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Espécies as quais demandam a presença de mais do que um octeto de
elétrons ao redor de um átomo, são denominadas hipervalentes. Para
ter octeto expandido, o átomo deve possuir orbitais d vazios na camada
de valência e ter grande raio atômico.
PCl3(l) + Cl2(g) PCl5(s)
Exceções à regra do octeto: octeto expandido
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Exceções à regra do octeto: octeto expandido
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d7/Xenon_tetrafluoride.gif
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d7/Xenon_tetrafluoride.gif
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre 
dois átomos (ligações múltiplas):
A. Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
B. Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
C. Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o
número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
H H O O N N
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Comprimentos de ligação
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Algumas moléculas têm estruturas que não podem ser expressas
corretamente por uma única estrutura de Lewis.
híbridos de ressonância
A ressonância entre estruturas de Lewis reduz a energia calculada da
molécula e contribui para a distribuição da ligação sobre toda a
molécula.
Ressonância
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Uma única estrutura de Lewis para molécula de benzeno, C6H6, não
explica todas as evidências experimentais:
- Reatividade: O benzeno não sofre as reações típicas de compostos
com ligações duplas.
- Comprimento de ligação: Todas as ligações carbono-carbono têm o
mesmo comprimento.
- Evidência estrutural: Só existe um dicloro-benzeno no qual os dois
átomos de cloro estão ligados a carbonos adjacentes.
Evidências experimentais da ressonância
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Ressonância: comprimentos de ligação
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Energias de ligação
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
VSEPR (Valence Shell Electron Pair
Repulsion): Modelo de repulsão dos
pares de elétrons da camada de
valência
O modelo VSEPR amplia a teoria da ligação
química de Lewis para explicar as formas das
moléculas, adicionado regras que explicam os
ângulos de ligação.
A forma da molécula é identificada pela posição
relativa de seus átomos.
Nevil Vincent
Sidgwick
(1873-1952)
Ronald James 
Gillespie
(1924-)
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion): Modelo de
repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
Regra 1: As regiões de alta concentração de elétrons (ligações e pares
isolados do átomo central) se repelem e, para reduzir essa repulsão,
elas tendem a se afastar ao máximo possível, mantendo a mesma
distância do átomo central.
(bipirâmide trigonal)
(octaédrica)
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Regra 2: Não existe distinção entre ligações simples ou múltiplas: uma
ligação múltipla é tratada como uma só região de alta concentração de
elétrons.
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion): Modelo de
repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
C O
Cl
Cl
111.4o
124.3o
(trigonal planar)
(trigonal 
planar)
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Regra 3: Todas as regiões de densidade eletrônica elevada, pares de
elétrons isolados e ligantes, são incluídos na descrição do arranjo de
elétrons. Todavia, somente as posições dos átomos são consideradas
quando descrevemos a forma de uma molécula.
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion): Modelo de
repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Regra 4: A repulsão é exercida na ordem par isolado-par isolado > par
isolado-átomo > átomo-átomo.
VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion): Modelo de
repulsão dos pares de elétrons da camada de valência
104.5O107O
N
HHH
C
H
HHH
109.5O
O
HH
(tetraédrica) (piramidal) (angular)
Os ângulos da ligação H-X-H diminui quando o número de pares de
elétrons não-ligantes aumenta.
O
O
HH
H
H C2H4O2
Tetraédico
Trigonal
plano Angular
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Exercícios
Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes
compostos e indique, em cada caso, o formato espacial
das moléculas:
a) metanal ou formaldeído, H2CO;
b) metanol, CH3OH;
c) fosfina, PH3
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Geometria molecular e polaridade de moléculas
geometria planar
pirâmide trigonal
 ligação B — F é polar
 vetor momento dipolar resultante = 0
 ligação N — H é polar
 vetor momento dipolar resultante ≠ 0
 molécula é POLAR
 molécula é APOLAR
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
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Moléculas com pares de elétrons isolados no átomo central:
Fórmula Geral: AXnEm
onde: 
A = átomo central;
X = átomo ligado;
E = par isolado.
Os pares de elétrons isolados do átomo central de uma
molécula são regiões de densidade de elétrons elevada e
devem ser considerados na identificação da forma
molecular.
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Exemplo: SF4
Geometria “gangorra” é mais estável.
58
Fórmula Geral: AX4E
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Exemplo:ClF3
Geometria em “T”.
Fórmula Geral: AX3E2
Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Moléculas do tipo AX4E2
quadrado planar
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Estruturas de moléculas com pares isolados de elétrons
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
61
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
62
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
66
Geometrias de moléculas polares e apolares
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Moléculas polares e apolares
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Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Determinar a polaridade de cada ligação e da molécula
como um todo:
CCl4 HCCl3 C2H6
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Exercício: Polaridade
escala de eletronegatividade
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
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É a carga que um átomo teria se os pares de elétrons fossem
compartilhados igualmente. As estruturas de Lewis com baixas cargas
formais geralmente têm a menor energia.
f = V – L – ½ P 
onde: V = no. de elétrons de valência do átomo livre;
L = no. de elétrons presentes nos pares isolados;
P = no. de elétrons compartilhados.
Geralmente a estrutura de menor energia é aquela com:
(1) A menor carga formal nos átomos;
(2) A estrutura na qual ao elemento mais eletronegativo é atribuída uma
carga formal negativa e ao elemento menos eletronegativo é atribuída
uma carga formal positiva.
Carga formal
70
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
Carga formal
71
Ligações Químicas: Estrutura das Moléculas
72
Observe que os valores que se aproximam mais de zero é o da 
primeira possibilidade. Assim, concluímos que o monóxido de 
dinitrogênio possui a estrutura 1 e não a 2.