Desenhe a estrutura de Lewis de
(f) íon formato, \mathrm{HCO}_{2}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede: desenhar a estrutura de Lewis do íon formato, \mathrm{HCO}_{2}^{-}.
Informações dadas e coisas importantes para anotar:
  • Fórmula molecular do íon: \mathrm{HCO}_{2}^{-}.
  • Átomos presentes: um \mathrm{H}, um \mathrm{C} e dois \mathrm{O}.
  • Carga total do íon: -1.
    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 1 elétron de valência, carbono 4, oxigênio 6. Além disso, o íon tem uma carga -1, que significa que há 1 elétron a mais no total. Então:
  • \mathrm{H}: 1 elétron
  • \mathrm{C}: 4 elétrons
  • cada \mathrm{O}: 6 elétrons, então dois \mathrm{O} dão 2\times 6 = 12 elétrons
  • carga -1: +1 elétron extra
    Somando:
1 + 4 + 12 + 1 = 18
Logo, temos \,18 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:
\mathrm{H} - \mathrm{C} - \mathrm{O} \\\ \quad\quad \vert \\\ \quad\quad \mathrm{O}
ou, escrito linearmente para visualização: \mathrm{H}-\mathrm{C}-\mathrm{O}- com o outro \mathrm{O} ligado ao \mathrm{C}. Em palavras: \mathrm{C} ligado a \mathrm{H} e aos dois \mathrm{O}.

Passo 4

Colocar ligações simples iniciais e contar elétrons usados. Cada ligação simples usa 2 elétrons. Temos três ligações simples iniciais: \mathrm{C}-\mathrm{H}, \mathrm{C}-\mathrm{O} (para um \mathrm{O}) e \mathrm{C}-\mathrm{O} (para o outro \mathrm{O}). Elétrons usados:
3 \times 2 = 6.
Restam:
18 - 6 = 12 \text{ elétrons}é
para distribuir como pares isolados.

Passo 5

Distribuir os elétrons restantes nos átomos externos primeiro (regra padrão: primeiro nos átomos mais externos — aqui os \mathrm{O}). Lembre que \mathrm{H} já tem sua regra de duet (2 elétrons) pela ligação com \mathrm{C}. Cada \mathrm{O} ligado por ligação simples precisa de mais 6 elétrons (3 pares) para completar o octeto (cada \mathrm{O} com uma ligação simples tem 2 elétrons da ligação + 6 não ligantes = 8). Se colocarmos 3 pares em cada \mathrm{O}, usamos exatamente:
2 \times 6 = 12 \text{ elétrons},é
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 6 elétrons ao seu redor (ligação com H = 2, duas ligações simples com O = 4 → total 6), 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 8 elétrons (ligação com H: 2, ligação dupla com um O: 4, ligação simples com o outro O: 2 → total 8). Octeto do C resolvido.
  • O oxigênio que perdeu o par passa a ter apenas dois pares isolados + a ligação dupla → sua carga formal ficará 0 (veremos no próximo passo).
  • O oxigênio com ligação simples ficou com três pares isolados e terá carga formal -1.
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
\text{FC} = V - \bigl(N_{\text{não lig.}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{lig.}}\bigr),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 (pares isolados) no átomo na estrutura, e N_{\text{lig.}} 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: V=1, não-ligantes =0, elétrons de ligação =2. Então
\text{FC}(\mathrm{H}) = 1 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 1 - 1 = 0.
  • Carbono: V=4, não-ligantes =0, elétrons de ligação =8 (pois tem 4 ligações: 1 simples a H, 1 simples a O, 1 dupla a O counts 4 elétrons). Então
\text{FC}(\mathrm{C}) = 4 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 4 - 4 = 0.
  • Oxigênio com ligação dupla: V=6, não-ligantes =4 elétrons (2 pares), elétrons de ligação =4 (ligação dupla). Então
\text{FC}(\mathrm{O}_{\text{dupla}}) = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4+2) = 0.
  • Oxigênio com ligação simples: V=6, não-ligantes =6 (3 pares), elétrons de ligação =2. Então
\text{FC}(\mathrm{O}_{\text{simples}}) = 6 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 6 - (6+1) = -1.
Somando todas as cargas formais: 0 + 0 + 0 + (-1) = -1, 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 \mathrm{C} e um ou outro \mathrm{O}) 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 \mathrm{C}-\mathrm{O} 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:
\mathrm{H}-\mathrm{C}(=\mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}
\longleftrightarrow
\mathrm{H}-\mathrm{C}-\mathrm{O}(=\mathrm{O})^{-}
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 -1. O carbono e o hidrogênio têm carga formal 0. Essas duas formas equivalentes representam o íon formato real, com a carga negativa deslocalizada entre os dois oxigênios.

Resposta

\mathrm{H}-\mathrm{C}(=\mathrm{O})-\mathrm{O}^{-} \
\longleftrightarrow \
\mathrm{H}-\mathrm{C}-\mathrm{O}(=\mathrm{O})^{-}

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