Escreva a estrutura de Lewis, preveja as cargas formais e indique qual estrutura de ressonância contribui mais para o híbrido de ressonância. Você deve sugerir ao menos duas estruturas de ressonância.
\mathrm{H}_{2} \mathrm{CO}_{3}

Passo 1

O ácido carbônico \mathrm{H_{2}CO_{3}} tem um átomo de carbono central ligado a três oxigênios e dois hidrogênios totais. O conteúdo é construção de estrutura de Lewis, cálculo de cargas formais e geração de estruturas de ressonância. Vamos precisar contar elétrons de valência, distribuir ligações e pares isolados seguindo o octeto, depois calcular as cargas formais e, por fim, desenhar ao menos duas estruturas de ressonância.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência:
– Hidrogênio: 2\times1=2 elétrons
– Carbono: 4 elétrons
– Oxigênio: 3\times6=18 elétrons
Total = 2+4+18=24 elétrons de valência
Esqueleto da molécula:
uma cadeia \mathrm{H–O–C–O–H} com mais um oxigênio ligado ao carbono:
\mathrm{H–O–C–O–H} \quad\text{e}\quad \mathrm{C–O}
onde o último \mathrm{O} ainda não tem hidrogênio.

Passo 3

Distribuição de ligações e pares:
– Fazemos as cinco ligações simples: duas \mathrm{O–H} e três \mathrm{C–O}. Isso gasta 5\times2=10 elétrons.
– Para completar octetos, inicialmente colocaríamos pares em todos os oxigênios, mas ao distribuir notaríamos que precisaríamos de 26 elétrons, e só temos 24.
– Então formamos uma dupla ligação entre C e um dos oxigênios, reduzindo em 2 elétrons a carga total necessária. Agora cabem todos os 24 elétrons.
O resultado é a estrutura de Lewis canônica com uma dupla ligação C=O e dois grupos OH simples.

Passo 4

Estrutura de Lewis final (pares isolados omitidos para clareza):
\mathrm{ \;\;O \overline{\phantom{=}}}\!\!=\!\!\mathrm{C}\;-\;\mathrm{O–H} \quad,\quad \mathrm{ \;\;|\! \;O–H}
Em notação expandida: \mathrm{H–O–C(=O)–O–H}.

Passo 5

Cálculo das cargas formais na estrutura acima:
Para cada átomo usamos
\mathrm{FC} = \#\text{valência} - \bigl(\#\text{lone pairs} + \tfrac12\,\#\text{elétrons de ligação}\bigr).êéçã
– Cada \mathrm{H}: 1 - (0 + \tfrac12\cdot2)=0.
– Carbono: 4 - (0 + \tfrac12\cdot8)=0.
– Oxigênio duplamente ligado: 6 - (4 + \tfrac12\cdot4)=0.
– Cada oxigênio em OH: 6 - (4 + \tfrac12\cdot4)=0.
Todas as cargas formais são zero, mostrando que esta é uma estrutura muito estável.

Passo 6

Duas estruturas de ressonância menores envolvem a migração de um par de elétrons de um grupo OH para formar dupla ligação, deslocando a dupla original ao outro oxigênio. Exemplo 1 (lone pair do OH esquerdo): \;\;1) quebra da dupla C=O para o oxigênio da direita (ficando \mathrm{O^-}), \;\;2) formação de dupla entre C e oxigênio da esquerda (o OH donor fica \mathrm{O^+–H}).
Isso gera cargas formais:
– Oxigênio receptor da dupla original: -1.
– Oxigênio que virou dupla doador: +1.
De modo análogo há outra forma simétrica usando o OH da direita como doador.

Passo 7

Comparação:
– A estrutura sem cargas formais é neutra e satisfaz perfeitamente o octeto;
– As formas carregadas têm oxigênios com carga -1 e +1, o que eleva a energia.
Logo, o híbrido de ressonância é dominado pela estrutura neutra \mathrm{H–O–C(=O)–O–H}, enquanto as duas formas carregadas (uma com carga negativa no oxigênio direito e positiva no esquerdo, e outra trocando esses papéis) são contribuintes menores.

Resposta

A estrutura que mais contribui para o híbrido de ressonância é a forma neutra com uma dupla ligação C=O e dois grupos OH, sem nenhuma carga formal.

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