Calcule as cargas formais de cada átomo em
e
Passo 1
O enunciado pede: "Calcule as cargas formais de cada átomo em
,
e
".\n
Informações relevantes que o enunciado fornece (e que vamos usar): cada espécie química citada e suas cargas totais\n
Informações relevantes que o enunciado fornece (e que vamos usar): cada espécie química citada e suas cargas totais\n
-
é um ânion com carga total .\n -
é uma molécula neutra, carga total .\n -
é um ânion com carga total .\n
Nada mais foi fornecido (por exemplo, estruturas) — vamos construir as estruturas de Lewis necessárias para calcular as cargas formais.
Passo 2
O que é carga formal e como calcular: a carga formal de um átomo numa estrutura de Lewis é uma contagem hipotética que nos ajuda a avaliar onde a carga “parece” estar localizada na estrutura. A fórmula é:
onde\n
-
= número de elétrons de valência do átomo isolado (na tabela periódica);\n -
= número de elétrons em pares isolados (lone pairs) no átomo na estrutura de Lewis;\n -
= número total de elétrons que participam de ligações ao redor desse átomo (cada ligação simples contribui com 2 elétrons, uma dupla com 4, uma tripla com 6, etc.).\n
Explicação intuitiva: você começa com os elétrons que o átomo “traria” livremente (), depois subtrai os que ele realmente “possui” na estrutura (pares isolados inteiros mais metade dos elétrons de ligação). O resultado é a carga formal. A soma das cargas formais de todos os átomos tem que dar a carga total da espécie.
Passo 3
Espécie 1:
.\n
- Conte os elétrons de valência totais: carbono tem
elétrons de valência e nitrogênio tem , mais elétron extra pela carga . Então o total é
- Estrutura de Lewis mais estável (a que minimiza cargas formais e respeita octeto): é conhecida a estrutura com ligação tripla entre C e N e um par de elétrons não-ligantes em cada átomo, escrita
. Isto significa: entre C e N há três ligações (6 elétrons de ligação); cada átomo tem um par isolado (2 elétrons) completando os elétrons.\n - Agora calculamos as cargas formais usando a fórmula para cada átomo:\n
- Para o carbono:
. No carbono há (um par) e (três ligações, 6 elétrons). Portanto
- Para o nitrogênio:
. No nitrogênio há (um par) e . Portanto
- Verificação da soma:
, que é a carga total de . Conclusão: o carbono carrega a carga negativa na estrutura de menor energia.
Passo 4
Espécie 2:
.\n
- Conte os elétrons de valência totais: enxofre tem
elétrons de valência e cada oxigênio tem . Assim
- Montagem das estruturas de Lewis e considerações: queremos uma estrutura que respeite (na medida do possível) o octeto e minimize cargas formais. Existem duas classes de estruturas a considerar:\n
- Uma com duas ligações duplas:
. Se fizermos isso com o enxofre tendo zero pares isolados, o enxofre teria pares de ligação (8 elétrons de ligação, ou seja, octeto preenchido), e cada oxigênio teria 2 pares isolados. Calculando cargas formais aí daria , e cada oxigênio . Isso soma , que não é compatível com carga total — portanto essa distribuição de elétrons precisa ser revista (na prática daria que haveria elétrons faltando).\n - A estrutura mais adequada, que respeita a contagem de elétrons e costuma minimizar cargas formais, é a com uma ligação dupla S=O e uma ligação simples S–O com carga negativa local na porção oxygênio simples, mas há duas formas ressonantes: em uma o oxigênio esquerdo é duplamente ligado e o direito é simples com carga
; na outra forma o direito é duplamente ligado e o esquerdo é simples com carga . Assim, existem duas estruturas de ressonância equivalentes.\n
- Vamos desenhar mentalmente uma das formas ressonantes: suponha
. Contagem de elétrons locais: o oxigênio double-bonded ( ) tem elétrons não-ligantes e elétrons em ligações (dupla); o oxigênio single-bonded ( ) tem elétrons não-ligantes e elétrons em ligação; o enxofre tem pares isolados, elétrons em ligação dupla com e em ligação simples com , totalizando elétrons de ligação.\n - Cálculo das cargas formais nessa forma ressonante:\n
- Para
(dupla): , , . Então
- Para
(simples, com carga aparente): , , . Então
- Para o enxofre
: , , . Então
Mas atenção: esse cálculo deu
para o enxofre — parece estranho porque a soma
, não zero. O erro aqui está em como contamos os elétrons no enxofre nessa forma particular; na prática, para respeitar a contagem total de
elétrons e minimizar cargas formais, costuma-se atribuir ao enxofre um par isolado (ou seja, enxofre com um lone pair) em muitas representações de
. Vamos reavaliar com a forma habitual:\n
Forma usual que corresponde às ressonâncias: enxofre com um par isolado (2 elétrons não-ligantes), ligação dupla com um O e ligação simples com o outro O mais um par de elétrons que é efetivamente atribuível ao oxigênio simples (e ao enxofre uma carga formal ). Refaçamos com esta distribuição correta:\n
Forma usual que corresponde às ressonâncias: enxofre com um par isolado (2 elétrons não-ligantes), ligação dupla com um O e ligação simples com o outro O mais um par de elétrons que é efetivamente atribuível ao oxigênio simples (e ao enxofre uma carga formal
- Considere
onde o enxofre tem (um par) e está ligado por uma dupla e uma simples: então para temos , , (uma ligação dupla = 4 elétrons e uma simples = 2 elétrons, total 6). Assim
- Para
(dupla): como antes, .\n - Para
(simples com pares isolados): como antes, .\n
- Conclusão para
: existem duas formas ressonantes equivalentes. Em cada forma, tem carga formal , um oxigênio tem carga formal (o que está duplamente ligado) e o outro oxigênio tem carga formal (o que está simplesmente ligado). As duas formas se interconvertem trocando qual oxigênio é o que leva a carga negativa. A soma das cargas formais em cada forma é , compatível com a carga total.
Passo 5
Espécie 3:
(carbonato).\n
- Conte os elétrons de valência: carbono tem
e cada oxigênio tem , mais elétrons extras pela carga . Logo
- Estruturas de Lewis e ressonância: a estrutura de menor energia e que é observada experimentalmente é um híbrido de três estruturas ressonantes equivalentes. Em cada estrutura uma das ligações C–O é dupla (C=O) e as outras duas são simples (C–O) com carga
em cada um dos oxigênios simples. O carbono está no centro, ligado aos três oxigênios.\n - Calcule as cargas formais em uma das formas ressonantes (todas equivalentes):\n
- Para o carbono central:
. No carbono não há pares isolados e ele tem (uma dupla = 4 elétrons e duas simples = 2+2, total 8). Assim
- Para o oxigênio duplamente ligado:
, , . Então
- Para cada oxigênio simplesmente ligado (há dois assim na mesma forma):
, , . Portanto
- Verificação: em cada estrutura ressonante a soma das cargas formais é
, que é a carga total do íon. Como as três formas são equivalentes por rotação (cada uma dá um oxigênio diferente como o duplamente ligado), no híbrido de ressonância a carga negativa fica distribuída igualmente entre os três oxigênios.
Passo 6
Resumo rápido das ideias principais (sábado de véspera de prova, respira fundo!): use sempre a fórmula da carga formal, construa estruturas de Lewis com a contagem correta de elétrons, prefira estruturas que minimizem módulos das cargas formais e que respeitem octetos quando possível, e não esqueça de checar que a soma das cargas formais bate com a carga total da espécie. Você conseguiu — vai dar certo!