03 - Desenhe as estruturas de Lewis e calcule a carga formal para cada átomo das espécies: \mathrm{H}_{2} \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{CO}_{3}{ }^{-2} e \mathrm{CH}_{3} \mathrm{NH}_{3}{ }^{+}

Passo 1

O enunciado pede, para cada uma destas espécies, que eu:
  • desenhe a estrutura de Lewis;
  • calcule a carga formal de cada átomo.
As espécies são: \mathrm{H_2CO_2}, \mathrm{CO_3^{2-}} e \mathrm{CH_3NH_3^{+}}.
Informações úteis fornecidas implicitamente pelo enunciado (que vou usar depois):
  • tipos de átomos presentes: \mathrm{H}, \mathrm{C}, \mathrm{N}, \mathrm{O};
  • as cargas globais das espécies: neutra para \mathrm{H_2CO_2}, -2 para \mathrm{CO_3^{2-}}, +1 para \mathrm{CH_3NH_3^{+}}.

Passo 2

Antes de começar a desenhar, vamos revisar as regras e a ferramenta que usaremos (aqui é a “aula rápida” para você poder repetir isso na prova):
  • Contagem de elétrons de valência: cada átomo contribui com seu número de elétrons de valência livres. Valores que usaremos: \mathrm{H}=1, \mathrm{C}=4, \mathrm{N}=5, \mathrm{O}=6.
  • Para íons, a carga altera o total de elétrons de valência: se a espécie tem carga -q, soma-se q elétrons; se tem carga +q, subtrai-se q elétrons.
  • Regra do octeto: na maioria dos átomos de segunda linha ( \mathrm{C,N,O}) procuramos 8 elétrons (contando elétrons de ligação e pares não-ligantes). \mathrm{H} obedece à “dupla” (2 elétrons).
  • Procedimento prático para montar a estrutura:
    1. conte o total de elétrons de valência;
    2. monte um esqueleto (átomo menos eletronegativo (exceto H) no centro; H sempre terminal);
    3. coloque ligações simples ligando todos os átomos (cada ligação = 2 elétrons);
    4. distribua os elétrons restantes como pares não-ligantes primeiro nas periferias para completar octetos;
    5. se algum átomo (geralmente C, N, O) ficar sem octeto, transforme pares isolados em ligações múltiplas (duplas/triplas) conforme necessário;
    6. calcule cargas formais e, se possível, minimize-as (estruturas com menores cargas formais e cargas negativas em átomos mais eletronegativos são preferíveis).
  • Fórmula da carga formal (que vamos aplicar a cada átomo):
\text{carga formal} = V - (N_\text{não-lig} + \tfrac{1}{2}N_\text{lig}),ã
onde V é o número de elétrons de valência do átomo isolado, N_\text{não-lig}ã é o número de elétrons não-ligantes em pares, e N_\text{lig} é o número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (cada ligação conta 2 elétrons).

Passo 3

  1. Contar elétrons de valência:
\text{total} = 2\cdot(\mathrm{H}:1) + (\mathrm{C}:4) + 2\cdot(\mathrm{O}:6) = 2\cdot1 + 4 + 2\cdot6 = 2 + 4 + 12 = 18\\ \text{elétrons}.é
A espécie é neutra, então não ajustamos mais nada.
  1. Esqueleto razoável: o carbono fica no centro ligado a um \mathrm{H} e a duas \mathrm{O}. Como \mathrm{H} deve ser terminal, uma estrutura plausível é o ácido fórmico: \mathrm{H{-}C(=O){-}O{-}H}.
  2. Primeiro coloque ligações simples: cada ligação usa 2 elétrons.
  • Ligações: \mathrm{H{-}C}, \mathrm{C{-}O}, \mathrm{C{-}O} e \mathrm{O{-}H}. Isso dá 4 ligações simples = 8 elétrons usados.
  • Restam 18-8=10 elétrons para distribuir como pares não-ligantes.
  1. Completar octetos nos átomos periféricos (oxigênios) primeiro:
  • Se colocarmos 3 pares (6 elétrons) em um \mathrm{O} e 4 pares (8 elétrons) no outro, passaríamos do total. Então vamos tentar completar com pares de modo a dar octeto.
  • Uma disposição que funciona é transformar uma das ligações \mathrm{C{-}O} em dupla; isto consome pares de elétrons e permite cumprir octetos com exatos 10 elétrons restantes.
Montagem final (contagem detalhada):
  • Depois das ligações simples usamos 8 elétrons; restam 10.
  • Colocamos 4 elétrons (2 pares) como pares livres no oxigênio que ficará duplamente ligado ( \mathrm{C=O}) — esse oxigênio terá então 2 pares (4 elétrons) não-ligantes.
  • No oxigênio ligado via \mathrm{O{-}H} colocamos 6 elétrons (3 pares) não-ligantes.
    Verificando: 4+6=10 elétrons usados; total fecha.
  1. Estrutura final em palavras: carbono com uma ligação simples a \mathrm{H}, uma ligação dupla a um oxigênio (carbonila) e uma ligação simples ao grupo \mathrm{O{-}H} (hidroxila).
  2. Agora calculamos cargas formais com a fórmula. Vou calcular para cada átomo:
  • Para o carbono ( \mathrm{C}): V=4. Não tem pares não-ligantes ( N_\text{não-lig}=0ã). Tem 4 ligações efetivas (uma \mathrm{C{-}H}, uma \mathrm{C{-}O} simples e uma \mathrm{C=O} dupla — no total N_\text{lig}=8 elétrons). Então
\text{CF}_\mathrm{C} = 4 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 4 - 4 = 0.
  • Para o oxigênio carbonílico ( \mathrm{O} com dupla ligação): V=6. Tem N_\text{não-lig}=4ã elétrons (dois pares) e N_\text{lig}=4 elétrons (dupla). Logo
\text{CF}_{\mathrm{O_{=}}} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4+2) = 0.
  • Para o oxigênio da hidroxila ( \mathrm{O{-}H}): V=6. Tem N_\text{não-lig}=4ã elétrons (dois pares) e N_\text{lig}=4 elétrons (ligações \mathrm{O{-}C} e \mathrm{O{-}H} são duas simples = 4 elétrons). Assim
\text{CF}_{\mathrm{O_{-H}}} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4+2) = 0.
  • Para cada hidrogênio: V=1, N_\text{não-lig}=0ã, N_\text{lig}=2 elétrons (ligações simples). Então
\text{CF}_\mathrm{H} = 1 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 1 - 1 = 0.
Conclusão para \mathrm{H_2CO_2}: todos os átomos têm carga formal 0. A estrutura é a do ácido fórmico, \mathrm{H{-}C(=O){-}O{-}H}.

Passo 4

  1. Contar elétrons de valência:
\text{total} = (\mathrm{C}:4) + 3\cdot(\mathrm{O}:6) + 2\\ (\text{pelo carga }-2) = 4 + 18 + 2 = 24\\ \text{elétrons}.é
  1. Esqueleto razoável: carbono central ligado aos três oxigênios (um oxigênio por ligação). Colocamos inicialmente três ligações simples: isso usa 3\times 2 = 6 elétrons. Restam 24-6=18 elétrons para distribuir.
  2. Distribuir pares não-ligantes nos oxigênios para completar octetos:
  • Cada oxigênio precisa atingir octeto. Se deixássemos apenas ligações simples, cada oxigênio precisaria de 6 elétrons (3 pares) como pares não-ligantes para completar octeto, o que daria 3\times 6 = 18 elétrons — exatamente os 18 que restavam. Então a configuração com três ligações simples e todos os pares nas periferias também fecha o total de elétrons. Mas nessa configuração o carbono teria apenas 6 elétrons (violando o octeto).
  • Para dar octeto ao carbono, uma boa solução é transformar uma das ligações \mathrm{C{-}O} em dupla. Assim teremos uma C=O e duas C–O simples. Essa mudança é também favorecida para minimizar cargas formais.
  1. Estruturas de ressonância: existem três estruturas equivalentes onde a dupla se localiza em um dos três oxigênios. Escrevemos então três formas resonantes com a carga total -2.
  2. Calcular cargas formais em uma das formas (as outras são análogas):
  • Para o carbono ( \mathrm{C}): V=4, N_\text{não-lig}=0ã, N_\text{lig}=8 elétrons (uma dupla + duas simples = 4+2+2 =8). Assim
\text{CF}_\mathrm{C} = 4 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 4 - 4 = 0.
  • Para o oxigênio que forma a dupla ( \mathrm{O=}): V=6, N_\text{não-lig}=4ã, N_\text{lig}=4. Logo
\text{CF}_{\mathrm{O=}} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4+2) = 0.
  • Para cada oxigênio com ligação simples ( \mathrm{O^-}): V=6, N_\text{não-lig}=6ã (três pares) e N_\text{lig}=2 elétrons (ligação simples). Assim
\text{CF}_{\mathrm{O^-}} = 6 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 6 - (6+1) = -1.
Verificação: soma das cargas formais = 0 + 0 + (-1) + (-1) = -2, consistente com a carga total do íon.
  1. Interpretação: as três estruturas de ressonância distribuem simetricamente a carga negativa entre os três oxigênios; na representação real (resonância) cada oxigênio tem carga formal média de -\tfrac{2}{3}, mas em termos de estruturas limite, dois oxigênios estão com -1 cada e um oxigênio com 0 (naquele limite). Geralmente descrevemos como: carbono 0; um oxigênio 0 (o duplamente ligado em cada forma); dois oxigênios -1 cada — e há três estruturas ressonantes equivalentes.

Passo 5

  1. Identificar a estrutura provável: é o cátion resultante da protonação da metilamina \mathrm{CH_3NH_2}. A estrutura é \mathrm{CH_3{-}NH_3^{+}}, ou seja, o nitrogênio ligado ao grupo metila e a três hidrogênios, com carga total +1.
  2. Contagem rápida de elétrons (verificação):
    sem necessidade detalhada aqui, a estrutura é óbvia: ligações simples entre C–H (três), C–N (uma), N–H (três). Nitrogênio neste cátion tem quatro ligações sigma (sem pares livres), como em um íon amônio.
  3. Cálculo de cargas formais:
  • Para o carbono \mathrm{C} do grupo metila: V=4. Está ligado a três \mathrm{H} e a um \mathrm{N}: total de 4 ligações = 8 elétrons de ligação. Não tem pares não-ligantes. Logo
\text{CF}_\mathrm{C} = 4 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 4 - 4 = 0.
  • Para o nitrogênio \mathrm{N}: V=5. No cátion \mathrm{NH_3^+} protonado ele forma quatro ligações (uma ao carbono e três a hidrogênios) e não possui par isolado. Assim N_\text{não-lig}=0ã e N_\text{lig}=8 elétrons. Então
\text{CF}_\mathrm{N} = 5 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 5 - 4 = +1.
  • Para cada hidrogênio (seja do metila ou do grupo amônio): V=1, ligados por uma única ligação (2 elétrons), logo
\text{CF}_\mathrm{H} = 1 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 0.
Verificação: soma das cargas formais = 0 (C) + (+1) (N) + 0 (todos H) = +1, consistente com a carga do íon.

Resposta

\mathrm{H_2CO_2}: estrutura (ácido fórmico) \mathrm{H{-}C(=O){-}O{-}H}. Cargas formais: \mathrm{C}:0; \mathrm{O_{=}}:0; \mathrm{O_{-H}}:0; \mathrm{H} (ambos): 0.
\mathrm{CO_3^{2-}}: três estruturas ressonantes equivalentes com uma \mathrm{C=O} e duas \mathrm{C{-}O^-}. Cargas formais (em cada estrutura-limite): \mathrm{C}:0; \mathrm{O_{=}}:0; \mathrm{O^-} (cada um dos dois): -1. Soma total =-2.
\mathrm{CH_3NH_3^{+}}: estrutura \mathrm{CH_3{-}NH_3^{+}} (nitrogênio protonado). Cargas formais: \mathrm{C}:0; \mathrm{N}:+1; todas as \mathrm{H}: 0.

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