Escreva a estrutura de Lewis para No caso em que houver mais que uma estrutura de ressonância importante, dê todas as suas contribuições. Determine a geometria do átomo central usando a teoria RPECV.
\left[\mathrm{FCO}_{2}\right]^{2-}

Passo 1

O que o enunciado pede e o que temos de dado (sem resolver ainda).
  • Pede-se: (1) escrever a(s) estrutura(s) de Lewis do ânion \left[\mathrm{FCO}_{2}\right]^{2-}; (2) se houver mais de uma estrutura de ressonância importante, apresentar todas as contribuições; (3) determinar a geometria do átomo central pela teoria RPECV.
  • Átomos presentes e suas valências (vou usar estes números em contas seguintes): \mathrm{F} tem 7 elétrons de valência, \mathrm{C} tem 4, cada \mathrm{O} tem 6. O íon tem carga total -2.
  • Não há figuras fornecidas; a conectividade plausível (a partir da fórmula) é que o carbono seja o átomo central ligado a \mathrm{F} e aos dois \mathrm{O}: esqueleto \mathrm{F}-\mathrm{C}-\mathrm{O}-\mathrm{O} (na prática será \mathrm{F}-\mathrm{C}(\mathrm{O})_{2}).
  • Vou calcular o número total de elétrons de valência e construir a(s) estrutura(s) passo a passo.

Passo 2

Calcular o número total de elétrons de valência disponíveis.
  • Soma das valências dos átomos:
7\\ (\text{F}) + 4\\ (\text{C}) + 2\times6\\ (\text{2 O}) = 7+4+12 = 23.
  • Acrescentar a carga total -2 (cada unidade de carga negativa adiciona 1 elétron):
23 + 2 = 25.
  • Conclusão importante: há \,25 elétrons de valência no total. Como esse número é ímpar, o íon tem um elétron desemparelhado (é um radical dianião). Portanto, todas as estruturas de Lewis terão um elétron não pareado presente.
Observação didática rápida: normalmente as contas dão número par; quando sai ímpar temos radical (um elétron ímpar) e isso deve aparecer nas estruturas (um ponto • indicando o elétron não pareado).

Passo 3

Montar a estrutura esqueleto e distribuir elétrons de forma a satisfazer preferencialmente octetos.
  • Escolhemos o carbono como átomo central (regra usual: carbono raramente é terminal; fórmula sugere \mathrm{C} ligado a \mathrm{F} e a dois \mathrm{O}).
  • Colocamos ligações simples iniciais \mathrm{F}-\mathrm{C}-\mathrm{O}-\mathrm{O} no arranjo \mathrm{F}-\mathrm{C}(\mathrm{O})_{2}. Cada ligação simples usa 2 elétrons.
  • Contagem dos elétrons usados nas ligações iniciais: há 3 ligações simples envolvendo o C (para F e para as duas O), total de 3\times2=6 elétrons usados em ligações.
  • Restam para distribuir como pares solitários e o elétron ímpar:
25 - 6 = 19\\ \text{elétrons}é
para colocar como pares de elétrons (cada par = 2 e um elétron isolado será deixado para o radical).
  • Para completar octetos dos átomos terminais inicialmente:
    • Flúor (F) precisa de 3 pares (6 elétrons) para completar octeto.
    • Cada oxigênio ligado com ligação simples precisa de 3 pares (6 elétrons) para completar octeto.
  • Se atribuirmos 6 + 6 + 6 = 18 elétrons para os pares não ligados de F e dos dois O, sobra 19-18 = 1 elétron ímpar, que deve ficar como elétron não pareado em algum átomo.
  • Isto produz uma estrutura (primeira e mais óbvia) com todas as ligações simples, com cada O carregando formalmente -1 e com um elétron não pareado restante que pode ficar no carbono (ou, por ressonância, deslocar-se). Vamos tornar isso explícito e computar cargas formais.

Passo 4

Determinar formalmente a primeira estrutura de Lewis (contribuidor principal) e calcular cargas formais.
  • Estrutura com todas ligações simples e elétron não pareado no carbono:
\mathrm{F}-\mathrm{C}^\bullet(\mathrm{O}^{-})_{2}
onde \mathrm{C}^\bullet indica o elétron não pareado no carbono e cada \mathrm{O}^{-} tem três pares não ligados (6 elétrons).
  • Calcular cargas formais (fórmula: \text{FC} = \text{valência} - (\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\,\text{elétrons ligantes})êéãé):
    • Para \mathrm{F}: valência 7, não-ligantes 6, ligações 1 \Rightarrow \text{FC}_\mathrm{F}=7-(6+1)=0.
    • Para cada \mathrm{O} (com ligação simples e três pares): valência 6, não-ligantes 6, ligações 1 \Rightarrow \text{FC}_\mathrm{O}=6-(6+1)=-1.
    • Para \mathrm{C} (com 3 ligações e 1 elétron não pareado): valência 4, não-ligantes 1 (o elétron ímpar), ligações 3 \Rightarrow \text{FC}_\mathrm{C}=4-(1+3)=0.
  • Soma das cargas formais: 0 + 0 + (-1) + (-1) = -2, conforme a carga total do íon. Não colocamos carga no flúor (bom) e o carbono fica neutro (bom). Esta estrutura evita colocar carga negativa no carbono e reparte a carga entre os oxigênios — por isso costuma ser uma contribuição importante.
Comentário didático: esta estrutura tem todas as ligações simples, dois oxigênios com carga -1 e o elétron ímpar no carbono. É energeticamente razoável pois coloca as cargas negativas em oxigênios (mais eletronegativos) e mantém C com carga zero.

Passo 5

Encontrar e desenhar outras estruturas de ressonância possíveis (movimentação do elétron ímpar e pares de elétrons) e avaliar sua importância relativa.
  • Podemos obter outras estruturas movendo um par de elétrons de um oxigênio para formar uma ligação dupla \mathrm{C}=\mathrm{O} — isto desloca o elétron ímpar para o outro oxigênio (ou para o carbono, dependendo de como se desenhar). As possibilidades relevantes são (duas formas equivalentes, trocando qual oxigênio forma a dupla ligação):
    1. Dupla ligação entre \mathrm{C} e o oxigênio O_1, elétron ímpar localizado no oxigênio O_2:
    \mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}\quad\text{ e }\quad \mathrm{C}-\mathrm{O}_2^{\bullet -}
    Em notação compacta:
    \mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}\;,\;\mathrm{O}_2^{\bullet -}
    • Cálculo sucinto de cargas formais: o oxigênio duplamente ligado fica com carga 0; o oxigênio com o elétron não pareado fica com carga -2 (pois tem 7 elétrons não-ligantes + 1 ligação), o carbono fica com carga 0. Esta forma coloca uma carga -2 num oxigênio — energeticamente desfavorável comparada à forma com duas cargas -1.
    1. A forma simétrica trocando O_1 e O_2:
    \mathrm{O}_1^{\bullet -}\;,\;\mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}_2.
  • Não é possível formar simultaneamente duas duplas \mathrm{C}=\mathrm{O} e manter o flúor ligado sem exceder o octeto do carbono (carbono não expande octeto), então essas são as principais alternativas de ressonância.
  • Avaliação qualitativa das contribuições:
    • A estrutura com todas ligações simples e duas cargas -1 nos oxigênios e com o elétron ímpar no carbono (detalhada no Passo 4) é a mais importante (menor energia relativa): evita carga -2 localizada, mantém cargas negativas em oxigênios (mais estáveis), e mantém C sem carga.
    • As estruturas com uma \mathrm{C}=\mathrm{O} e com o elétron ímpar em um oxigênio (que cria um oxigênio com carga -2) são contribuintes, porém de menor peso (mais altas em energia) porque colocam carga muito negativa concentrada num único oxigênio.
    • Estruturas envolvendo dupla ligação \mathrm{C}=\mathrm{F} seriam muito desfavoráveis (fluor é muito eletronegativo e faz poucas duplas com C nesta situação), então desprezamos tais formas.
  • Portanto, as contribuições relevantes são: (i) forma principal com todas ligações simples e \mathrm{C}^\bullet (principal); (ii) duas formas menores onde uma das O forma dupla ligação e o elétron ímpar fica no outro O (duas formas equivalentes).

Passo 6

Representação explícita, com indicação das principais estruturas de ressonância (escritas em TeX) e comentários finais sobre a ressonância.
  • Forma principal (maior contribuição):
\mathrm{F}-\mathrm{C}^\bullet(\mathrm{O}^{-})_{2}
(duas ligações simples \mathrm{C}-\mathrm{O}, cada \mathrm{O} com carga -1, elétron ímpar no \mathrm{C}).
  • Duas formas menores (equivalentes entre si: dupla ligação com um dos O; o elétron ímpar no outro O):
\mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}\quad,\quad \mathrm{O}^{\bullet -}
e a forma simétrica trocando os dois oxigênios:
\mathrm{O}^{\bullet -}\quad,\quad \mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}.
Comentário didático: estas três representam a delocalização do elétron ímpar e da densidade eletrônica π possível no sistema; a estrutura real é híbrido de ressonância, com maior peso na forma em que as charges estão mais estabilizadas (cargas negativas em oxigênio e sem carga extrema em um único átomo).

Passo 7

Determinar a geometria do átomo central segundo a teoria RPECV (Relação de Repulsão dos Pares de Elétrons da Camada de Valência) e justificar.
  • Para aplicar RPECV contamos as regiões de alta densidade eletrônica ao redor do átomo central (carbono): cada ligação simples (sigma) conta como uma região; elétron não pareado em um radical também atua de modo diferente de um par isolado, e frequentemente ocupa orbital tipo p (como em \mathrm{CH}_3^\bullet), não causando a mesma repulsão que um par isolado.
  • No contributo principal (Passo 4) o carbono tem três ligações sigma (para \mathrm{F} e para os dois \mathrm{O}) e um elétron não pareado. Em espécies análogas (por exemplo \mathrm{CH}_3^\bullet) observa-se que o carbono é aproximadamente trigonal planar, porque o elétron não pareado ocupa um orbital p perpendicular ao plano das três ligações, e as três ligações ficam em orbitais híbrizados sp^2.
  • Pela RPECV prática (e pela analogia com radicais acílicos), a geometria ao redor do carbono será aproximadamente trigonal plana (ângulos aproximadamente \,120^\circ) — não tetraédrica. Em termos de distribuição eletrônica: três regiões de densidade ligante predominantes definem o plano, e o elétron ímpar ocupa um orbital perpendicular (SOMO), reduzindo a repulsão comparado a um par isolado.
Conclusão didática: apesar da presença do elétron ímpar, o arranjo geométrico que minimiza repulsões e coincide com estrutura eletrônica é trigonal planar em torno do carbono (hibridização aproximada \,sp^2, SOMO em orbital p).

Resposta

Estruturas de ressonância importantes (principais contribuintes):
\mathrm{F}-\mathrm{C}^\bullet(\mathrm{O}^{-})_{2}
\mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}\;,\;\mathrm{O}^{\bullet -}
\mathrm{O}^{\bullet -}\;,\;\mathrm{F}-\mathrm{C}=\mathrm{O}
Geometria do átomo central (C) segundo RPECV: aproximadamente trigonal planar (ângulos ~ \,120^\circ; hibridização aproximada \,sp^2).

Exercícios relacionados