Escreva as fórmulas estruturais de cada molécula ou íon a seguir, representando, quando for o caso, os elétrons não ligantes (estruturas de Lewis).
\mathrm{HNO}_{3}

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva as fórmulas estruturais (estruturas de Lewis) da molécula \mathrm{HNO_3}, representando, quando for o caso, os elétrons não ligantes.
Informações dadas (explicitadas):
  • A espécie é a molécula neutra \mathrm{HNO_3} (ácido nítrico).
  • Preciso mostrar ligações, cargas formais quando existirem, e os pares de elétrons não ligantes (lone pairs) nas átomos.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência (passo obrigatório para fazer a estrutura de Lewis). Aqui eu conto quantos elétrons temos para distribuir:
\begin{aligned} \text{H: }&1\\ \text{elétron} \\\ \text{N: }&5\\ \text{elétrons} \\\ \text{O: }&3\times6=18\\ \text{elétrons} \\\ \hline \text{Total: }&1+5+18=24\\ \text{elétrons de valência} \end{aligned}
Explicação curta: eu somei os elétrons de valência de cada átomo porque a estrutura de Lewis representa a distribuição desses elétrons entre ligações e pares isolados.

Passo 3

Escolha do esqueleto (conexões entre átomos). Para ácidos oxigenados do tipo H–X–O_y é muito comum o H ligar-se a um oxigênio (grupo –OH). Portanto o esqueleto plausível é:
\mathrm{H\!-\!O\!-\!N\!-\!(O)\!-\!(O)}
ou mais simplesmente: H ligado a um O (hidroxila), esse O ligado ao N, e o N ligado aos outros dois O. Não devo ainda colocar duplas — apenas as ligações simples iniciais para começar a distribuir elétrons.

Passo 4

Colocando as ligações simples iniciais e subtraindo elétrons usados:
Cada ligação simples usa 2 elétrons. No esqueleto há 4 ligações simples (três N–O e uma O–H), portanto:
4\times2 = 8\\ \text{elétrons usados}é
Eletrônicos restantes:
24 - 8 = 16\\ \text{elétrons livres para colocar como pares não ligantes}éã

Passo 5

Distribuição inicial dos pares não ligantes para completar octetos nos oxigênios:
  • O oxigênio que está ligado ao H (–OH) já tem duas ligações (O–H e O–N), portanto precisa de mais 4 elétrons (2 pares) para completar seu octeto.
  • Os outros dois oxigênios (cada um com apenas uma ligação ao N, no esqueleto inicial) precisam de 6 elétrons (3 pares) cada um para completar octeto.
    Somando:
4 + 6 + 6 = 16\\ \text{elétrons},é
ou seja, distribuí os 16 elétrons restantes exatamente preenchendo os octetos de todos os oxigênios. Neste arranjo inicial o nitrogênio tem apenas 3 ligações (6 elétrons), portanto está com octeto incompleto (precisa de mais 2 elétrons).

Passo 6

Satisfazer o octeto do nitrogênio formando ligações múltiplas:
  • O nitrogênio tem só 6 elétrons; para completar seu octeto devemos transformar um par isolado de oxigênio em uma ligação π com o N (fazer uma ligação dupla N=O). Isso é feito movendo um par lone pair de um dos oxigênios (que tinha três pares) para formar o segundo par de elétrons compartilhados com o N.
  • Após essa mudança, o N ficará com octeto completo. O resultado é um N ligado a três oxigênios: um O com ligação simples e H ligado a ele (–O–H), um O com ligação dupla (N=O) e um O com ligação simples mas com carga formal negativa (porque manteve 3 pares).
Observação didática: formar duplas a partir de pares não ligantes em átomos vizinhos é procedimento padrão para satisfazer o octeto de átomos centrais com deficit de elétrons (quando possível).

Passo 7

Cálculo das cargas formais (muito importante para validar a estrutura):
Fórmula da carga formal (FC) para um átomo:
\text{FC}=\text{(eletróns de valência do átomo)} - \text{(elétrons não ligantes)} - \frac{\text{(elétrons de ligação)}}{2}.óêáéãéçã
Vamos calcular para cada átomo na estrutura que obtivemos:
  • Para o nitrogênio ( \mathrm{N}): valência 5. Não tem pares isolados na estrutura final; participa de uma ligação dupla (4 elétrons) e duas ligações simples (2+2). Total de elétrons de ligação ao redor de N = 4+2+2=8 elétrons, metade para N = 4 elétrons.
\text{FC}(N)=5-0-4=+1.
  • Para o oxigênio com ligação dupla ( \mathrm{O_{=}}): valência 6. Tem 2 pares isolados = 4 elétrons; participa de uma dupla (4 elétrons), metade = 2 elétrons.
\text{FC}(O_{=})=6-4-2=0.
  • Para o oxigênio ligado ao H (–OH): valência 6. Tem 2 pares isolados = 4 elétrons; participa de duas ligações simples (O–H e O–N) total 4 elétrons de ligação, metade = 2 elétrons.
\text{FC}(O_{OH})=6-4-2=0.
  • Para o oxigênio que ficou com ligação simples e três pares isolados (o que “sobrou”): valência 6. Tem 3 pares isolados = 6 elétrons; participa de uma ligação simples (2 elétrons), metade = 1 elétron.
\text{FC}(O_{-})=6-6-1=-1.
Somando as cargas formais: +1 + 0 + 0 + (-1) = 0, o que coincide com a carga neutra da molécula \mathrm{HNO_3}. Portanto a distribuição está correta.

Passo 8

Resonância: identificação das estruturas ressonantes
  • O elétron extra (a carga negativa) que ficou em um dos oxigênios não-protonados pode estar em qualquer um dos dois oxigênios não ligados ao H. Em outras palavras, há ressonância entre as duas formas em que a dupla ligação N=O e a simples N–O^- trocam de posição entre esses dois oxigênios. O oxigênio ligado ao H é distinto (não participa dessa ressonância).
  • Logo, existem duas estruturas de Lewis principais (resonantes) para \mathrm{HNO_3}: em cada uma delas o nitrogênio tem carga formal +1, um oxigênio tem carga formal -1, e o oxigênio da hidroxila e o oxigênio duplamente ligado são neutros — mas as posições do O^- e do O= trocam entre as duas estruturas.

Passo 9

Escrevendo explicitamente as duas estruturas de Lewis (mostrando ligações e, onde aplicável, a carga formal). Vou apresentar as duas formas ressonantes em notação compacta, indicando que os oxigênios têm pares não ligantes (representados por dois pontos para cada par). Cada par de pontos representa um par de elétrons não ligantes.
Forma ressonante 1:
\mathrm{:\!O\!=\!N^{+}\!-\!O^{-}\!:\!:\! \quad\text{-}\quad H\!-\!O\!:\!:}
Aqui:
  • O da esquerda é o oxigênio duplamente ligado (tem dois pares: :\!O\!:),
  • o O^- (à direita do N) é o oxigênio com carga -1 e três pares isolados (representado por :\!:\!O^{-}),
  • o grupo \mathrm{H-O} (abaixo à direita) é a hidroxila com dois pares isolados (representado por H\!-\!O\!:\!:).
Forma ressonante 2 (a dupla e a carga trocam de posição entre os dois oxigênios não-protonados):
\mathrm{H\!-\!O\!:\!:\! \quad -\!O^{-}\!:\!:\!-\!N^{+}\!=\!O\!:\!:}
(esta é a mesma ideia da primeira, apenas com o oxigênio negativo e o oxigênio duplo trocados).
Observação sobre notação: nas duas formas há um nitrogênio com carga +1, um oxigênio com carga -1, e o oxigênio ligado ao H sem carga. Na prática real (estrutura de ressonância mais adequada) a carga negativa se encontra delocalizada entre os dois oxigênios não-protonados, resultando em dois comprimentos de ligação distintos: a ligação N–O com o oxigênio protonado (N–O(H)) tende a ter caráter de ligação simples, e as outras duas N–O compartilham caráter parcial entre simples e dupla.

Passo 10

Resumo pedagógico final (dica de prova): para montar a estrutura de Lewis de \mathrm{HNO_3} você deve:
  1. Contar os elétrons de valência (aqui 24).
  2. Montar esqueleto com H ligado a O (–OH) e N ligado a outros dois O.
  3. Colocar ligações simples e completar octetos dos oxigênios com pares isolados.
  4. Se o átomo central (N) ficar com octeto incompleto, formar ligação dupla movendo um par não ligante de um O para N.
  5. Calcular cargas formais para validar (resultado: N +1, um O -1, os outros O e H neutros).
  6. Indicar as formas de ressonância entre os dois oxigênios não-protonados.

Resposta

\mathrm{H\!-\!O\!:\!:\! \;-\; N^{+}\;(=O)\;-\;O^{-}\!:\!:\quad \longleftrightarrow \quad \mathrm{H\!-\!O\!:\!:\! \;-\; N^{+}\;-\;O^{-}\!:\!:\;(=O)}

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