Desenhe a estrutura de Lewis de
ion amida, \mathrm{NH}_{2}{ }^{-}.

Passo 1

O que o enunciado pede e o que ele dá: desenhar a estrutura de Lewis do íon amida \mathrm{NH}_{2}^{-}.
Informações fornecidas diretamente pelo enunciado:
  • Fórmula do íon: \mathrm{NH}_{2}^{-}.
  • Contém 1 átomo de nitrogênio, 2 átomos de hidrogênio e uma carga total de -1.

Passo 2

Contar os elétrons de valência totais (passo essencial para toda estrutura de Lewis).
  • Nitrogênio ( \mathrm{N}) tem 5 elétrons de valência.
  • Cada hidrogênio ( \mathrm{H}) tem 1 elétron de valência, então dois hidrogênios dão 2.
  • A carga -1 indica que há 1 elétron extra no total.
Somando:
\text{elétrons totais} = 5 + 2\cdot 1 + 1 = 8.é
Portanto, devemos distribuir \,8 elétrons na estrutura de Lewis.

Passo 3

Escolher a disposição inicial (esqueleto) dos átomos.
  • Hidrogênios nunca ficam no centro em estruturas simples porque só formam uma ligação (precisam de 2 elétrons).
  • Logo, o nitrogênio fica no centro e os dois hidrogênios se ligam a ele por ligações simples:
\mathrm{H} - \mathrm{N} - \mathrm{H}.

Passo 4

Contabilizar os elétrons usados nas ligações e os que restam.
  • Cada ligação simples usa 2 elétrons.
  • Temos 2 ligações \mathrm{N}-\mathrm{H}, então elétrons usados em ligações:
2 \times 2 = 4.
  • Elétrons restantes para colocar como pares não-ligantes (pares isolados):
8 - 4 = 4.
Esses 4 elétrons serão colocados como pares de elétrons ao redor do átomo que ainda precisa completar sua configuração (aqui, o nitrogênio).

Passo 5

Distribuir os elétrons restantes seguindo a regra do octeto e a regra do hidrogênio.
  • Hidrogênio quer 2 elétrons — cada H já tem 2 por sua ligação com N, logo cada H está satisfeito.
  • Nitrogênio quer 8 elétrons ao seu redor para completar o octeto. Só tem 4 elétrons provenientes das duas ligações (contando metade de cada ligação), então precisa dos 4 elétrons restantes como pares isolados.
  • Coloca-se os 4 elétrons restantes em forma de 2 pares isolados sobre o nitrogênio.

Passo 6

Escrever explicitamente a estrutura de Lewis com pares isolados.
  • Estrutura: nitrogênio ligado a dois hidrogênios por ligações simples e com dois pares isolados.
  • Representação com dois pares isolados (usando dois pares de pontos / dois pares de dois pontos ao redor de N):
\left[\mathrm{H}-\mathrm{N}(\!:\!:\! )-\mathrm{H}\right]^{-}
(onde os dois pares de pontos ao lado de \mathrm{N} representam os 4 elétrons não ligantes).

Passo 7

Calcular as cargas formais para checar a distribuição de carga (importante para estruturas iônicas).
Fórmula da carga formal:
\text{CF} = \text{(elétrons de valência do átomo)} - \big(\text{elétrons não ligantes} + \tfrac{1}{2}\times\text{elétrons em ligações}\big).éêáéãéçõ
  • Para o nitrogênio:
    • elétrons de valência =5,
    • elétrons não ligantes =4,
    • elétrons em ligações =4 (duas ligações simples, cada uma com 2 elétrons),
    \text{CF}_\mathrm{N} = 5 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 5 - (4 + 2) = -1.
  • Para cada hidrogênio:
    • elétrons de valência =1,
    • elétrons não ligantes =0,
    • elétrons em ligação =2,
    \text{CF}_\mathrm{H} = 1 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 1 - 1 = 0.
Resultado: a carga formal -1 está localizada no nitrogênio, o que bate com a carga total do íon \mathrm{NH}_{2}^{-}. Tudo consistente.

Passo 8

Geometria e observações qualitativas (úteis na prova para interpretar a estrutura).
  • O nitrogênio tem 4 regiões de elétrons ao seu redor (duas ligações N–H e dois pares isolados) → geometria eletrônica aproximada: tetraédrica.
  • A geometria molecular (considerando apenas posições de átomos) é “angular” (bent), similar à molécula da água \mathrm{H}_2\mathrm{O}, com um ângulo de ligação próximo de 104^\circ (valor aproximado; em provas basta dizer “angular/bent, parecido com H2O”).
  • Não há ressonância importante aqui; a carga negativa fica localizada no nitrogênio.

Resposta

\left[\mathrm{H}-\mathrm{N}(\!:\!:\!)-\mathrm{H}\right]^{-}

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