Escreva a representação de Lewis para as moléculas abaixo:
\mathrm{CO}_{2}

Passo 1

O enunciado pede: "Escreva a representação de Lewis para a molécula \mathrm{CO}_2".\n
Informações que o enunciado dá (e que vamos usar):\n
  • A fórmula molecular é \mathrm{CO}_2, ou seja, temos 1 átomo de carbono e 2 átomos de oxigênio.\n
  • Precisamos distribuir os elétrons de valência formando ligações e pares isolados de modo a obter a melhor estrutura de Lewis possível.\n
    (Nas próximas etapas vou contar elétrons, escolher a estrutura central, distribuir elétrons, ajustar para obedecer ao octeto e calcular cargas formais.)

Passo 2

Conte os elétrons de valência totais — isso é o ponto de partida.\n
Cada átomo contribui com seus elétrons de valência: carbono tem 4 elétrons de valência e cada oxigênio tem 6. Então o total é
4 + 2\cdot 6 = 4 + 12 = 16\\ \text{elétrons}.é
Explicação breve: “elétrons de valência” são os elétrons na camada externa que participam de ligações; somamos todos para saber quantos pontos/dots/pairs podemos desenhar na estrutura.

Passo 3

Decida o esqueleto da molécula (quem fica no centro).\n
Regra prática: o átomo menos eletronegativo (entre átomos diferentes) costuma ficar no centro; além disso o carbono costuma ser central quando aparece. Aqui colocamos o carbono no centro e os dois oxigênios como átomos terminais: O — C — O.\n
(Ainda não desenhamos pares, só definimos a topologia.)

Passo 4

Faça ligações simples iniciais e subtraia os elétrons usados.\n
Colocando ligações simples entre o carbono e cada oxigênio usamos 2 elétrons por ligação. Temos 2 ligações simples, portanto usamos
2 \times 2 = 4\\ \text{elétrons}é
para as ligações iniciais. Restam
16 - 4 = 12\\ \text{elétrons}é
para distribuir como pares isolados (lone pairs).

Passo 5

Distribua os elétrons restantes primeiramente nos átomos terminais (oxigênios) para completar seus octetos.\n
Colocamos elétrons nos oxigênios até que cada oxigênio tenha um octeto (ou até acabarem os elétrons). Cada oxigênio ligado por uma ligação simples precisa de 3 pares isolados = 6 elétrons para completar o octeto (porque já tem 2 elétrons na ligação com o carbono). Como há dois oxigênios usamos
2 \times 6 = 12\\ \text{elétrons},é
que são exatamente os que restavam. Agora cada oxigênio tem octeto completo, mas o carbono tem apenas 2 ligações simples (4 elétrons) — ou seja, o carbono NÃO tem octeto completo. Isso indica que precisamos formar ligações múltiplas (converter pares isolados em pares ligantes) para satisfazer o octeto do carbono.

Passo 6

Forme ligações duplas para que o carbono atinja o octeto.\n
Para que o carbono atinja 8 elétrons ao redor, ele precisa de 4 pares de elétrons ao seu redor. Atualmente ele tem 2 pares (duas ligações simples). Então vamos transformar um par isolado de cada oxigênio em uma ligação entre aquele oxigênio e o carbono — isto é, cada oxigênio doa um par para formar uma segunda ligação com o carbono. Assim obtemos duas ligações duplas: uma entre C e cada O. Após isso:
  • Cada ligação dupla C=O usa 4 elétrons.
  • Total de elétrons em ligações é 2 \times 4 = 8 elétrons.
  • Os elétrons restantes ficam como pares isolados: cada oxigênio passou a ter 2 pares isolados (4 elétrons) no final, e o carbono fica sem pares isolados, com 4 pares ligantes (octeto completo).

Passo 7

Calcule as cargas formais para verificar se a estrutura é adequada.\n
Fórmula da carga formal (explicada): a carga formal de um átomo é
\text{CF} = V - \bigl(N_{\text{lone}} + \tfrac{1}{2}N_{\text{bond}}\bigr),
onde V é o número de elétrons de valência do átomo isolado, N_{\text{lone}} é o número de elétrons em pares isolados no átomo na estrutura de Lewis, e N_{\text{bond}} é o número total de elétrons que participam de ligações envolvendo esse átomo (ou seja, todas as ligações contadas em elétrons, não em pares).\n
Calcule para oxigênio (num dos átomos de oxigênio; os dois são equivalentes): V=6, N_{\text{lone}}=4 (dois pares isolados = 4 elétrons), N_{\text{bond}}=4 (duas ligações na dupla = 4 elétrons). Então
\text{CF}_\mathrm{O} = 6 - (4 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 6 - (4 + 2) = 0.
Calcule para o carbono: V=4, N_{\text{lone}}=0, N_{\text{bond}}=8 (quatro ligações; em elétrons são 8). Então
\text{CF}_\mathrm{C} = 4 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 8) = 4 - 4 = 0.
Todas as cargas formais são zero — ótimo sinal: estrutura estável, sem cargas desnecessárias.

Passo 8

Interpretação final e dica prática para a prova.\n
  • A melhor estrutura de Lewis que obedece ao octeto e minimiza cargas formais tem o carbono no centro ligado a cada oxigênio por uma ligação dupla. Cada oxigênio fica com dois pares isolados.\n
  • Dica prática: conte elétrons de valência, faça ligações simples, preencha octetos nos terminais, e então verifique o octeto do átomo central; se faltar, converta pares isolados em vínculos múltiplos até o octeto ser satisfeito; por fim, calcule cargas formais para garantir que a estrutura é a mais estável.\n
    Você está indo bem — esse é um padrão clássico que aparece muito em provas: CO2 → carbono central com duas duplas e oxigênios com pares isolados.

Resposta

:\!\mathrm{O}\!:\;=\;\mathrm{C}\;=\;:\!\mathrm{O}\!:

Exercícios relacionados