Escreva a estrutura de Lewis e determine a carga formal para os átomos das estruturas abaixo.
\mathrm{CO}_{3}{ }^{-2}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para o íon \mathrm{CO}_3^{2-}: (1) escrever a(s) estrutura(s) de Lewis e (2) determinar a carga formal dos átomos em cada estrutura. Informação dada e relevante: fórmula química \mathrm{CO}_3^{2-} (um átomo de carbono, três de oxigênio e carga total -2).

Passo 2

Vamos contar os elétrons de valência disponíveis — passo obrigatório antes de desenhar qualquer estrutura de Lewis. Cada átomo contribui com seus elétrons de valência:
\begin{aligned} \text{C: }&4\\ \text{elétrons}\\\ \text{O: }&6\\ \text{elétrons (cada)}\times 3 = 18\\\ \text{carga total: }&-2\\ \Rightarrow\\ \text{adicionamos }2\\ \text{elétrons} \end{aligned}ééé
Somando:
4 + 18 + 2 = 24\\ \text{elétrons de valência disponíveis.}éêí

Passo 3

Escolha da geometria inicial (esqueleto): carbonos geralmente são centro em oxiânions simples, então começamos com C ligado aos três O por ligações simples:
\mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O} \quad\text{(com um O adicional ligado ao C)}
Cada ligação simples usa 2 elétrons; com três ligações simples usamos 3\times 2 = 6 elétrons. Restam:
24 - 6 = 18\\ \text{elétrons livres para distribuir como pares de elétrons.}éé

Passo 4

Colocando pares de elétrons para completar octetos nos oxigênios:
cada oxigênio precisa de 8 elétrons ao redor (contando os usados nas ligações). Se deixarmos inicialmente cada oxigênio com três pares de elétrons adicionais (6 elétrons não ligantes) teremos:
3\\ \text{oxigênios}\times 6 = 18\\ \text{elétrons},êé
que são exatamente os 18 que sobraram. Assim, após distribuir, cada oxigênio fica com três pares de não-ligação + uma ligação ao C, o que dá octeto para cada O. Mas o carbono, ligado por apenas três ligações simples, tem apenas 6 elétrons ao redor — ou seja, o carbono não tem octeto completo. Portanto precisamos reorganizar elétrons para satisfazer o octeto do carbono.

Passo 5

Solução: formar uma ligação dupla entre C e um dos O movendo um par isolado de um oxigênio para formar a ligação C=O. Isso não muda o número total de elétrons, só os redistribui. O resultado (uma das ressonâncias) terá:
  • um oxigênio com ligação dupla ao carbono e dois pares de elétrons não-ligantes (octeto completo),
  • dois oxigênios com ligação simples ao carbono e três pares de elétrons não-ligantes (octeto completo),
  • carbono com quatro ligações no total (uma dupla + duas simples) — octeto completo.

Passo 6

Explicando o conceito de carga formal (fórmula e significado):
a carga formal mede a distribuição de elétrons “oficiais” no desenho de Lewis. A fórmula é
\text{FC} = V - N - \frac{B}{2},
onde
V = número de elétrons de valência do átomo isolado (ex.: 4 para C, 6 para O),
N = número de elétrons não-ligantes (pares isolados) no átomo na estrutura de Lewis,
B = número de elétrons envolvidos em ligações ao redor do átomo (ou seja, soma dos elétrons em ligações em que o átomo participa). Equivalentemente alguns usam B/2 = número de elétrons partilhados contados para o átomo (número de ligações).
Vou usar essa fórmula passo a passo para cada átomo na estrutura com uma ligação dupla e duas simples.

Passo 7

Calcular a carga formal do oxigênio que faz a ligação dupla (esse oxigênio tem dois pares não-ligantes e uma ligação dupla):
\begin{aligned} V &= 6\\\ N &= 4\\ \text{(dois pares)}\\\ B &= 4\\ \text{(ligação dupla = 4 elétrons)}\\\ \text{FC}_{\text{O(double)}} &= 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0. \end{aligned}çãé

Passo 8

Calcular a carga formal de um oxigênio que está ligado por ligação simples (cada um desses oxigênios tem três pares não-ligantes e uma ligação simples):
\begin{aligned} V &= 6\\\ N &= 6\\ \text{(três pares)}\\\ B &= 2\\ \text{(ligação simples = 2 elétrons)}\\\ \text{FC}_{\text{O(single)}} &= 6 - 6 - \frac{2}{2} = 6 - 6 - 1 = -1. \end{aligned}êçãé

Passo 9

Calcular a carga formal do carbono na mesma estrutura (carbono sem pares isolados, com uma ligação dupla e duas simples):
\begin{aligned} V &= 4\\\ N &= 0\\\ B &= 8\\ \text{(dupla = 4 elétrons + 2 + 2 = 8)}\\\ \text{FC}_{\text{C}} &= 4 - 0 - \frac{8}{2} = 4 - 0 - 4 = 0. \end{aligned}é
Portanto, numa das estruturas de Lewis (com uma ligação dupla e duas simples) as cargas formais são: \text{C}=0, um \text{O}=0 (o duplo), e dois \text{O}=-1 (os simples). A soma dá 0 + 0 + (-1) + (-1) = -2, conforme a carga do íon.

Passo 10

Ressonância: a dupla pode estar com qualquer um dos três oxigênios. Assim existem três estruturas de ressonância equivalentes, cada uma com uma O com carga formal 0 e duas O com carga formal -1. Como são equivalentes, o elétron é delocalizado e a carga negativa está distribuída igualmente pelos três oxigênios.

Passo 11

Cargas formais médias (quando consideramos a deslocalização/resonância): o carbono tem sempre \text{FC}=0 em todas as ressonâncias, e cada oxigênio tem, em média,
\frac{-1 + (-1) + 0}{3} = -\tfrac{2}{3}.
Isso significa que, na estrutura real (estado ressonante), cada oxigênio carrega formalmente cerca de -\tfrac{2}{3} de carga, enquanto o carbono permanece com carga formal 0.

Resposta

Estruturas de Lewis: três formas de ressonância equivalentes em que o carbono está central ligado a três oxigênios, com uma ligação dupla e duas ligações simples alternando entre os oxigênios; duas formas mostram duas O com carga -1 e uma O com carga 0 (a dupla), totalizando carga -2.
Cargas formais em cada estrutura de ressonância:
\text{C}=0; dois \text{O}=-1; um \text{O}=0.
Cargas formais médias (devido à ressonância): \text{C}=0 e cada \text{O}=-\tfrac{2}{3}.

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