Determine a carga formal de cada átomo nas seguintes moléculas ou íons:
(a) \mathrm{N}_{2} \mathrm{H}_{4}

Passo 1

O enunciado pede a carga formal de cada átomo em \mathrm{N_{2}H_{4}}. Para isso, usamos a definição
\text{carga formal} = V - \bigl(E_{\text{não-lig}} + \tfrac12\,E_{\text{lig}}\bigr)ã
onde V é o número de elétrons de valência do átomo livre, E_{\text{não-lig}}ã é o total de elétrons em pares não-ligantes (lone pairs) e E_{\text{lig}} é o total de elétrons envolvidos em ligações covalentes ao redor do átomo.

Passo 2

Primeiro desenhamos a estrutura de Lewis de \mathrm{N_{2}H_{4}} (hidrazina). Cada nitrogênio faz três ligações simples (duas com H e uma com o outro N) e retém um par isolado:
\mathrm{H\!-\!N\!:\!N\!-\!H}
na prática são dois H ligados a cada N e um par isolado em cada N. Cada H está ligado a um único N por ligação simples.

Passo 3

Agora calculamos a carga formal em um átomo de N e em um H.
Para o nitrogênio ( N):
V = 5 (elétrons de valência do N)
E_{\text{não-lig}} = 2ã (um lone pair =2 elétrons)
E_{\text{lig}} = 6 (três ligações simples, cada uma com 2 elétrons)
\text{carga formal}_{N} = 5 - \bigl(2 + \tfrac12\cdot 6\bigr) = 5 - (2 + 3) = 0
Para o hidrogênio ( H):
V = 1 (elétrons de valência do H)
E_{\text{não-lig}} = 0 E_{\text{lig}} = 2ã (uma única ligação simples)
\text{carga formal}_{H} = 1 - \bigl(0 + \tfrac12\cdot 2\bigr) = 1 - 1 = 0

Resposta

Todos os átomos em \mathrm{N_{2}H_{4}} apresentam carga formal zero.

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