1. Desenhe a estrutura de Lewis para os seguintes compostos:
d) \mathrm{HNO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: desenhar a estrutura de Lewis para a molécula \mathrm{HNO_{2}}.
Informações relevantes fornecidas pelo enunciado (e dados que usaremos):
  • Átomos presentes: um hidrogênio \mathrm{H}, um nitrogênio \mathrm{N} e dois oxigênios \mathrm{O}.
  • elétrons de valência (valores padrão que usaremos): \mathrm{H}:1, \mathrm{N}:5, \mathrm{O}:6.
  • Total de elétrons de valência disponíveis: 1 + 5 + 2\cdot6 = 18.
Não vou resolver nada neste passo — só organizei o que o problema pede e os dados que temos.

Passo 2

Escolha do átomo central e esqueleto da molécula (por que colocar cada átomo onde coloquei).
Regra prática para estruturas de Lewis: o átomo menos eletronegativo (entre os que não são \mathrm{H}) costuma ser o central. Aqui \mathrm{H} nunca é central (só faz uma ligação), e \mathrm{N} é menos eletronegativo que \mathrm{O}, então \mathrm{N} será o átomo central. O hidrogênio quase sempre liga-se a um oxigênio em ácidos oxigenados, então o esqueleto mais razoável é:
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{O}
ou seja, \mathrm{N} ligado aos dois oxigênios, e o \mathrm{H} ligado a um dos oxigênios (o que forma o grupo hidroxila \mathrm{OH}). Neste passo definimos apenas a conectividade; as ligações podem ser simples ou duplas e os elétrons não-ligantes ainda serão distribuídos nos próximos passos.

Passo 3

Formar ligações simples iniciais e contar os elétrons usados.
  • Montei o esqueleto com ligações simples entre átomos: \mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}-\mathrm{O}.
  • Cada ligação simples usa 2 elétrons. Aqui temos três ligações simples (uma \mathrm{H}-\mathrm{O} e duas \mathrm{N}-\mathrm{O}), portanto elétrons usados em ligações iniciais:
3 \times 2 = 6\\ \text{elétrons}.é
  • Elétrons restantes para distribuir como pares não-ligantes (lone pairs):
18 - 6 = 12\\ \text{elétrons}.é
Explicação rápida (aula curta): sempre comece ligando os átomos com ligações simples e subtraia desses elétrons o que foi gasto em ligações; o restante será distribuído como pares não-ligantes para completar octetos.

Passo 4

Distribuir os elétrons não-ligantes primeiro nos átomos externos (oxigênios) para tentar completar os octetos.
Regra usada: coloque pares não-ligantes primeiro nos átomos mais externos (aqui os dois \mathrm{O}), até que cada átomo atinja o octeto (8 elétrons) quando possível.
Estado atual de cada átomo (após as ligações simples iniciais):
  • O oxigênio ligado ao hidrogênio (vou chamar de \mathrm{O_{1}}) tem 2 ligações (uma com \mathrm{H} e uma com \mathrm{N}) → 4 elétrons já em ligações → precisa de mais 4 elétrons para completar o octeto (ou seja, 2 pares).
  • O oxigênio terminal (vou chamar de \mathrm{O_{2}}) ligado só ao \mathrm{N} tem 1 ligação → 2 elétrons em ligação → precisa de mais 6 elétrons para completar o octeto (ou seja, 3 pares).
  • O nitrogênio atualmente tem 2 ligações (duas simples) → 4 elétrons em ligações → ainda não tem octeto.
Distribuição dos 12 elétrons restantes:
  • Coloca-se 4 elétrons (2 pares) em \mathrm{O_{1}}.
  • Coloca-se 6 elétrons (3 pares) em \mathrm{O_{2}}.
    Isso usa 4+6=10 elétrons. Restam 12-10=2 elétrons, que colocamos como 1 par de elétrons no nitrogênio.
Agora contagem de elétrons ao redor de cada átomo:
  • \mathrm{O_{1}}: 2 ligações (4 e-) + 4 não-ligantes (4 e-) = 8 e- → octeto satisfeito.
  • \mathrm{O_{2}}: 1 ligação (2 e-) + 6 não-ligantes (6 e-) = 8 e- → octeto satisfeito.
  • \mathrm{N}: 2 ligações (4 e-) + 2 não-ligantes (2 e-) = 6 e- → NÃO está com octeto completo ainda.

Passo 5

Corrigir o nitrogênio para satisfazer o octeto: formar uma ligação dupla.
Como o nitrogênio tem apenas 6 elétrons ao redor, precisamos aumentar seu número de elétrons em ligações. Podemos formar uma ligação dupla entre \mathrm{N} e um dos oxigênios, convertendo um par de não-ligantes desse oxigênio em par de ligação. Qual oxigênio escolher? O que não carrega hidrogênio ( \mathrm{O_{2}}), porque transformar \mathrm{O_{1}} (o que tem \mathrm{H}) em dupla seria desfavorável sem mover o hidrogênio. Portanto convertemos um par de elétrons de \mathrm{O_{2}} em uma ligação adicional com \mathrm{N}, obtendo uma ligação dupla \mathrm{N}=\mathrm{O_{2}}.
Após isso:
  • \mathrm{N} passa a ter uma ligação simples com \mathrm{O_{1}} e uma ligação dupla com \mathrm{O_{2}}, além do seu par lone pair → total de 8 elétrons ao redor do \mathrm{N} (octeto satisfeito).
  • \mathrm{O_{2}} com ligação dupla também tem octeto satisfeito (2 ligações = 4 e- em ligações + 4 e- em 2 pares não-ligantes = 8).
  • \mathrm{O_{1}} continua com seu octeto e o \mathrm{H} com 2 elétrons (regra do dueto para H) também está satisfeito.
Resumo da conectividade final (estrutura de ligações):
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}=\mathrm{O}

Passo 6

Cálculo das cargas formais para verificar se a estrutura é razoável e qual é a melhor forma de desenhar os pares de elétrons.
Fórmula da carga formal usada (explicada):
\text{carga formal} = \text{(nº elétrons de valência do átomo neutro)} - \text{(nº elétrons não-ligantes atribuídos ao átomo)} - \tfrac{1}{2}\times\text{(nº elétrons em ligações do átomo)}.ºéêáºéãíáºéçõá
Calculemos para cada átomo na estrutura final:
  • Para o \mathrm{O_{2}} (o que está duplamente ligado):
    • elétrons de valência = 6.
    • elétrons não-ligantes = 4 (dois pares).
    • elétrons em ligações = na ligação dupla há 4 elétrons (2 pares), mas na fórmula usamos o nº total de elétrons em ligações do átomo: 4.
    • Então carga formal = 6 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot 4 = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o \mathrm{O_{1}} (o que está ligado a \mathrm{H} e a \mathrm{N}, ligação simples):
    • elétrons de valência = 6.
    • elétrons não-ligantes = 4 (dois pares).
    • elétrons em ligações = 4 (duas ligações simples → 4 elétrons).
    • carga formal = 6 - 4 - \tfrac{1}{2}\cdot 4 = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para o \mathrm{N}:
    • elétrons de valência = 5.
    • elétrons não-ligantes = 2 (um par).
    • elétrons em ligações = 6 (uma ligação simples = 2 e- e uma dupla = 4 e-, total 6).
    • carga formal = 5 - 2 - \tfrac{1}{2}\cdot 6 = 5 - 2 - 3 = 0.
  • Para o \mathrm{H}:
    • elétrons de valência = 1.
    • elétrons não-ligantes = 0.
    • elétrons em ligações = 2 (uma ligação com \mathrm{O}).
    • carga formal = 1 - 0 - \tfrac{1}{2}\cdot 2 = 1 - 1 = 0.
Todas as cargas formais são zero, o que indica que a estrutura é ótima (nenhuma carga separada desnecessária). Isso confirma que a escolha da ligação dupla entre \mathrm{N} e o oxigênio não ligado ao \mathrm{H} é a melhor canônica.
Breve observação sobre ressonância (didática): como o oxigênio ligado ao hidrogênio tem o H, não é favorável trocar a dupla para esse oxigênio sem mover o H. Portanto a forma com \mathrm{N}=\mathrm{O} e \mathrm{N}-\mathrm{O H} é a principal estrutura de Lewis. Formas com cargas separadas existiriam teoricamente, mas são menos importantes porque aqui a estrutura sem cargas formais é possível.

Passo 7

Desenho final da estrutura de Lewis e explicação de quantos pares de elétrons não-ligantes cada átomo tem (para que você copie na prova).
Estrutura (representação linear das ligações):
\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}=\mathrm{O}
Pares de elétrons não-ligantes (lone pairs):
  • \mathrm{O} ligado ao \mathrm{H}: 2 pares de elétrons não-ligantes ( 4 elétrons).
  • \mathrm{O} duplamente ligado ao \mathrm{N}: 2 pares de elétrons não-ligantes ( 4 elétrons).
  • \mathrm{N}: 1 par de elétrons não-ligantes ( 2 elétrons).
  • \mathrm{H}: nenhum par não-ligante, já que segue a regra do dueto.
Agora que já montamos tudo passo a passo, você consegue ver a lógica: contar elétrons, ligar átomos, completar octetos externos, e, se necessário, formar ligações múltiplas para completar o octeto do átomo central, sempre checando as cargas formais.

Resposta

\mathrm{H}-\mathrm{O}-\mathrm{N}=\mathrm{O}
O(H): 2 pares de elétrons não-ligantes; O(=): 2 pares de elétrons não-ligantes; N: 1 par de elétrons não-ligantes.

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