Escreva a estrutura de Lewis e as formas de ressonância para as moléculas abaixo.
a) \mathrm{ClO}_{2}^{-}
b) \mathrm{SCN}^{-}
Calcule as cargas formais dos átomos nas estruturas que mais contribuem para o híbrido

Passo 1

O enunciado pede as estruturas de Lewis e as formas de ressonância de \mathrm{ClO}_2^- e de \mathrm{SCN}^-, além de calcular as cargas formais nos átomos das estruturas que mais contribuem para o híbrido. Para isso vamos:
1) contar os elétrons de valência totais,
2) montar o esqueleto atômico,
3) distribuir pares isolados para completar octetos,
4) buscar formas de baixar as cargas formais por meio de ligações múltiplas,
5) identificar os principais híbridos de ressonância e calcular as cargas formais.

Passo 2

Para \mathrm{ClO}_2^-:
– Elétrons de valência: \mathrm{Cl} tem 7, cada \mathrm{O} tem 6, e há 1 elétron extra pelo sinal negativo, total
7 + 2\times6 + 1 = 20\text{ elétrons.}é
– Esqueleto: \mathrm{O}–\mathrm{Cl}–\mathrm{O} usa 2\times2=4 elétrons em ligações simples.
– Restam 20-4=16 elétrons para pares isolados. Colocamos 6 elétrons ( 3 pares) em cada oxigênio para completar octetos ( 2\times6=12) e sobram 4 elétrons ( 2 pares) que vão em \mathrm{Cl}.

Passo 3

Com todas ligações simples temos cargas formais altas. Melhoramos baixando as cargas:
Forma 1 (uma dupla ligação à direita, outra equivalente à esquerda em ressonância):
\begin{array}{c} \text{O com dupla: 4 não ligantes, 2 ligações}\\\ \text{Cl: 2 pares isolados, 1 ligação simples + 1 dupla}\\\ \text{O com simples: 6 não ligantes, 1 ligação} \end{array}ãçõçããçã
As cargas formais calculam-se por
\mathrm{FC} = \mathrm{VE} - \bigl(\text{não ligantes} + \tfrac12\,\text{ligantes}\bigr).ã
Para o oxigênio com dupla:
\mathrm{FC}(O)=6 - (4 + \tfrac12\cdot4)=6 - (4+2)=0.
Para o oxigênio com simples:
\mathrm{FC}(O)=6 - (6 + \tfrac12\cdot2)=6 - (6+1)=-1.
Para o cloro:
\mathrm{FC}(Cl)=7 - (4 + \tfrac12\cdot6)=7 - (4+3)=0.
Há duas formas de ressonância trocando qual oxigênio tem dupla ligação. Essas são as que mais contribuem.

Passo 4

Para \mathrm{SCN}^-:
– Elétrons de valência: 6 em \mathrm{S}, 4 em \mathrm{C}, 5 em \mathrm{N} e 1 extra pela carga negativa, total
6 + 4 + 5 +1 =16.
– Esqueleto: \mathrm{S}–\mathrm{C}–\mathrm{N} usa 2+2=4 elétrons em duas ligações simples.

Passo 5

Distribuímos os 16-4=12 elétrons restantes para completar octetos em S, C, N e depois procuramos ligações múltiplas que minimizem cargas formais. As duas principais estruturas são:
1) ^-\!S–C\equiv N
– ligações: simples S–C ( 2 e^{-}), tripla C \equivN ( 6 e^{-})
– pares isolados: S recebe 3 pares, N recebe 1 par
– cargas formais
\mathrm{FC}(S)=6 - (6 + \tfrac12\cdot2)=6-(6+1)=-1, \quad \mathrm{FC}\text{(C)}=4 - (0 + \tfrac12\cdot8)=4-4=0, \quad \mathrm{FC}(N)=5 - (2 + \tfrac12\cdot6)=5-(2+3)=0.
2) S=C=N^-
– ligações: dupla S=C ( 4 e^{-}), dupla C=N ( 4 e^{-})
– pares isolados: S e N recebem 2 pares cada
– cargas formais
\mathrm{FC}(S)=6 - (4 + \tfrac12\cdot4)=6-(4+2)=0, \quad \mathrm{FC}\text{(C)}=4 - (0 + \tfrac12\cdot8)=4-4=0, \quad \mathrm{FC}(N)=5 - (4 + \tfrac12\cdot4)=5-(4+2)=-1.
A forma com ^{-}\!S–C\equiv N é a mais estável (pois carrega a carga negativa no átomo menos eletronegativo entre S e N) e a segunda também contribui para o híbrido.

Resposta

a) \mathrm{ClO}_2^-: duas ressonâncias com uma única dupla ligação \mathrm{Cl}=O e um \mathrm{O}^-. Cargas formais: o oxigênio duplamente ligado 0, o oxigênio simplesmente ligado – 1, o cloro 0.
b) \mathrm{SCN}^-: principais ressonâncias
1) \,^{-}\!S–C\equiv N com \mathrm{FC}(S)=-1,\;\mathrm{FC}\text{(C)}=0,\;\mathrm{FC}(N)=0 (mais estável)
2) S=C=N^- com \mathrm{FC}(S)=0,\;\mathrm{FC}\text{(C)}=0,\;\mathrm{FC}(N)=-1.

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