Escreva uma estrutura de Lewis para cada um dos seguintes compostos:
\mathrm{HNO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva a estrutura de Lewis para \mathrm{HNO_{2}}.
Informações dadas e o que precisamos estabelecer:
  • O composto é \mathrm{HNO_{2}} (nitrous acid).
  • Preciso determinar a distribuição de ligações (quem liga com quem), os pares de elétrons não ligantes e verificar se todos os átomos satisfazem a regra do octeto quando possível.
  • Também vou calcular as cargas formais para justificar a melhor estrutura de Lewis.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência (primeira coisa a fazer em qualquer estrutura de Lewis). Lembre-se: cada átomo contribui com seus elétrons de valência:
  • \mathrm{H} tem 1 elétron de valência.
  • \mathrm{N} tem 5 elétrons de valência.
  • cada \mathrm{O} tem 6 elétrons de valência, e há dois \mathrm{O}.
Somando:
1 + 5 + 6\cdot 2 = 18
Logo, o total de elétrons de valência disponíveis é \;18\; elétrons.

Passo 3

Escolha da disposição esquelética (qual átomo fica no centro, quem liga a quem). Regras práticas:
  • O hidrogênio forma apenas uma ligação, então ele só pode ligar a um átomo terminal (geralmente O ou N).
  • Oxigênio é mais eletronegativo que nitrogênio e frequentemente liga ao hidrogênio formando \mathrm{O-H}.
    Assim, a disposição mais razoável é \mathrm{H-O-N-O}, isto é, o hidrogênio ligado a um oxigênio, e o nitrogênio ligado aos dois oxigênios (um de cada lado).

Passo 4

Desenho das ligações simples iniciais e subtração dos elétrons usados:
  • Coloco ligações simples: \mathrm{H-O}, \mathrm{O-N} e \mathrm{N-O}. Cada ligação usa 2 elétrons. Temos 3 ligações iniciais → 3\times 2 = 6 elétrons usados.
    Elétrons restantes:
18 - 6 = 12

Passo 5

Preencher primeiro os octetos dos átomos terminais (oxigênios) com os elétrons restantes:
  • Oxigênio ligado a H: já tem 2 ligações (H e N) → precisa de mais 4 elétrons (dois pares) para completar o octeto.
  • Oxigênio terminal (ligado só ao N): já tem 1 ligação → precisa de mais 6 elétrons (três pares) para completar o octeto.
    Reservando esses pares: 4 + 6 = 10 elétrons usados. Elétrons restantes depois disso:
12 - 10 = 2
Esses 2 elétrons restantes seriam naturalmente colocados como um par não ligante no nitrogênio, dando a ele um par de elétrons não ligantes.

Passo 6

Verificação do octeto do nitrogênio e necessidade de ligações múltiplas:
  • Após o passo anterior, o nitrogênio teria: duas ligações simples (uma a cada oxigênio) e um par não ligante. Isso dá ao nitrogênio 2 (par) + 2\cdot 1 ligações = 6 elétrons em torno dele — ainda falta completar o octeto (precisa de 8).
  • Regra prática: se o átomo central não alcança o octeto, convertemos pares não ligantes de átomos adjacentes (normalmente oxigênios) em ligações múltiplas (dupla) com o átomo central. Isso preserva o total de elétrons, mas melhora o octeto do central.
  • Tomamos um par não ligante do oxigênio terminal (o que tem três pares) e transformamos em ligação dupla entre esse oxigênio e o nitrogênio. Agora o nitrogênio fica com: uma ligação simples para o oxigênio ligado ao H, uma ligação dupla para o outro oxigênio e um par não ligante — totalizando 8 elétrons (octeto satisfeito).

Passo 7

Especificação final dos pares não ligantes e checagem dos elétrons totais:
  • Ligações: \mathrm{H-O} (simples), \mathrm{O-N} (simples, o O ligado ao H), \mathrm{N=O} (dupla, o outro oxigênio).
  • Pares não ligantes:
    • Oxigênio ligado a H: dois pares não ligantes (4 elétrons).
    • Oxigênio duplamente ligado: dois pares não ligantes (4 elétrons).
    • Nitrogênio: um par não ligante (2 elétrons).
      Soma dos elétrons: ligações (H-O:2, O-N:2, N=O:4) = 8 elétrons em ligações + pares não ligantes (4 + 4 + 2) = 10 → total 8 + 10 = 18, que é o total disponível. Boa checagem.

Passo 8

Cálculo das cargas formais para justificar a melhor estrutura:
Fórmula da carga formal para um átomo:
\text{carga formal} = (\text{elétrons de valência no átomo isolado}) - (\text{elétrons não ligantes}) - \tfrac{1}{2}(\text{elétrons em ligações})éêáéãéçõ
Aplicando a cada átomo:
  • Para o \mathrm{H}: valência 1, não-ligantes 0, elétrons em ligações 2 → carga formal =1-0-\tfrac{1}{2}\cdot 2 = 0.
  • Para o \mathrm{O} ligado a H: valência 6, não-ligantes 4, elétrons em ligações 4 (ligações com H e N) → carga formal =6-4-\tfrac{1}{2}\cdot 4 = 0.
  • Para o \mathrm{O} duplamente ligado: valência 6, não-ligantes 4, elétrons em ligações 4 (dupla) → carga formal =6-4-\tfrac{1}{2}\cdot 4 = 0.
  • Para o \mathrm{N}: valência 5, não-ligantes 2, elétrons em ligações 6 (uma simples + uma dupla = 3 pares \times 2 elétrons) → carga formal =5-2-\tfrac{1}{2}\cdot 6 = 5-2-3 = 0.
Todas as cargas formais são zero, o que indica que esta é uma boa (na verdade a principal) estrutura de Lewis para \mathrm{HNO_{2}}.
Observação sobre ressonância: existe a possibilidade teórica de escrever um contribuinte com a dupla ligada ao outro oxigênio (trocar onde está a dupla), mas como um oxigênio está protonado ( \mathrm{O-H}), as contribuintes não são equivalentes; a estrutura mostrada (com \mathrm{H-O-N=O} e os pares como dito) é a principal e tem todas as cargas formais iguais a zero, ou seja, é a mais estável como contributor canônico.

Resposta

Estrutura principal: \mathrm{H-O-N=O} com pares não ligantes: no \mathrm{O} ligado a \mathrm{H} há dois pares (4 elétrons), no \mathrm{O} duplamente ligado há dois pares (4 elétrons) e no \mathrm{N} há um par (2 elétrons). Todas as cargas formais = 0.

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