Desenhe a estrutura de Lewis de
(f) íon formato,
(f) íon formato,
Passo 1
O enunciado pede: desenhar a estrutura de Lewis do íon formato,
.
Informações dadas e coisas importantes para anotar:
Informações dadas e coisas importantes para anotar:
- Fórmula molecular do íon:
. - Átomos presentes: um
, um e dois . - Carga total do íon:
.
A partir disso vamos construir a estrutura de Lewis passo a passo.
Passo 2
Contagem de elétrons de valência (passo crucial — sempre comece por aqui). Explico rápido o porquê: a estrutura de Lewis representa pares de elétrons de valência (ligações e pares isolados), então precisamos do total de elétrons de valência disponíveis. A regra para cada átomo: hidrogênio tem
elétron de valência, carbono
, oxigênio
. Além disso, o íon tem uma carga
, que significa que há
elétron a mais no total. Então:
-
: elétron -
: elétrons - cada
: elétrons, então dois dão elétrons - carga
: elétron extra
Somando:
Logo, temos
elétrons de valência para distribuir.
Passo 3
Escolha do esqueleto (quem fica no centro e quem liga em quem). Regra prática: carbono costuma ser o átomo central em compostos orgânicos e liga com hidrogênio e oxigênios; hidrogênio nunca é central (só forma 1 ligação). Então esqueleto escolhido:
ou, escrito linearmente para visualização:
com o outro
ligado ao
. Em palavras:
ligado a
e aos dois
.
Passo 4
Colocar ligações simples iniciais e contar elétrons usados. Cada ligação simples usa
elétrons. Temos três ligações simples iniciais:
,
(para um
) e
(para o outro
). Elétrons usados:
Restam:
para distribuir como pares isolados.
Passo 5
Distribuir os elétrons restantes nos átomos externos primeiro (regra padrão: primeiro nos átomos mais externos — aqui os
). Lembre que
já tem sua regra de duet (2 elétrons) pela ligação com
. Cada
ligado por ligação simples precisa de mais
elétrons (3 pares) para completar o octeto (cada
com uma ligação simples tem 2 elétrons da ligação + 6 não ligantes = 8). Se colocarmos
pares em cada
, usamos exatamente:
que são os que tínhamos sobrando. Depois dessa distribuição, cada oxigênio teria três pares isolados e uma ligação simples para o C; o oxigênio estaria com octeto completo. O carbono, porém, agora tem apenas
elétrons ao seu redor (ligação com H = 2, duas ligações simples com O = 4 → total
), então o C ainda não tem octeto completo. Isso é comum: se sobram elétrons zero e o átomo central não está com octeto, tentamos formar ligações múltiplas movendo pares isolados dos externos para formar ligações duplas.
Passo 6
Formar ligação dupla para completar o octeto do carbono. Pegamos um par isolado de um dos oxigênios e o usamos para transformar uma ligação C–O simples em C=O (ou seja, formar uma ligação dupla C=O). Isso não muda o número total de elétrons, apenas rearranja. Após isso:
- O carbono passa a ter
elétrons (ligação com H: , ligação dupla com um O: , ligação simples com o outro O: → total ). Octeto do C resolvido. - O oxigênio que perdeu o par passa a ter apenas dois pares isolados + a ligação dupla → sua carga formal ficará
(veremos no próximo passo). - O oxigênio com ligação simples ficou com três pares isolados e terá carga formal
.
Portanto a estrutura bruta resultante tem uma ligação dupla C=O e uma ligação simples C–O com a carga negativa concentrada no oxigênio ligado por simples.
Passo 7
Cálculo das cargas formais (para verificar e justificar a distribuição de cargas). Fórmula que usamos (expliquei porque serve): a carga formal de um átomo é
onde
é o número de elétrons de valência do átomo isolado,
é o número de elétrons não-ligantes (pares isolados) no átomo na estrutura, e
é o número de elétrons envolvidos em ligações ao redor desse átomo (ou seja, soma dos elétrons em todas as ligações envolvendo o átomo).
Calculemos para cada átomo na estrutura com uma C=O e outra C–O:
- Hidrogênio:
, não-ligantes , elétrons de ligação . Então
- Carbono:
, não-ligantes , elétrons de ligação (pois tem 4 ligações: 1 simples a H, 1 simples a O, 1 dupla a O counts 4 elétrons). Então
- Oxigênio com ligação dupla:
, não-ligantes elétrons (2 pares), elétrons de ligação (ligação dupla). Então
- Oxigênio com ligação simples:
, não-ligantes (3 pares), elétrons de ligação . Então
Somando todas as cargas formais:
, que confere com a carga total do íon. Ótimo — a distribuição está consistente.
Passo 8
Ressonância — por que e como escrever. Observação importante: as duas posições possíveis para a ligação dupla (entre
e um ou outro
) geram duas estruturas de Lewis com as mesmas energias (as duas são equivalentes para este íon), então a estrutura real é uma mistura/ressonância dessas duas formas. Isso significa que a carga negativa está deslocalizada entre os dois oxigênios; na prática, cada
tem ligação de ordem intermediária entre simples e dupla. Para representar isso escrevemos as duas estruturas de ressonância e uma seta de duplo sentido entre elas.
Passo 9
Escrevendo explicitamente as duas estruturas de ressonância (cada uma mostrando a posição da ligação dupla e a carga negativa localizada em um dos oxigênios). Estas são as representações finais de Lewis que você deve aprender e escrever na prova:
Em cada estrutura: o oxigênio com ligação dupla tem dois pares isolados; o oxigênio com ligação simples tem três pares isolados e a carga formal
. O carbono e o hidrogênio têm carga formal
. Essas duas formas equivalentes representam o íon formato real, com a carga negativa deslocalizada entre os dois oxigênios.