Exercício 1: Faça a representação de Lewis das espécies químicas a seguir. Indique a hibridização dos átomos centrais:
\mathrm{CO}_{3}{ }^{2-}

Passo 1

O enunciado pede: representar em estruturas de Lewis a espécie \mathrm{CO}_3^{2-} e indicar a hibridização do(s) átomo(s) central(is).
Informações dadas e que usarei:
  • Cada átomo de carbono tem \,4\, elétrons de valência.
  • Cada átomo de oxigênio tem \,6\, elétrons de valência.
  • O íon tem carga total -2, portanto adicionam-se \,2\, elétrons extras ao total de valência.
  • Não há outras informações (como geometria experimental) dadas no enunciado; usarei as regras de desenho de Lewis e de ressonância.

Passo 2

Contagem total de elétrons de valência (fundamental para a estrutura de Lewis).
Calcula-se:
\text{total} = 1\times 4 + 3\times 6 + 2 = 4 + 18 + 2 = 24.
Portanto há \,24\, elétrons para distribuir na estrutura de Lewis de \mathrm{CO}_3^{2-}.
(Sobre essa contagem: o \,+2\, vem da carga -2 do ânion; cada unidade de carga negativa corresponde a um elétron extra.)

Passo 3

Esqueleto da molécula (arranjo de átomos) — escolha do átomo central.
  • Carbono geralmente é o átomo central em óxidos/carbonatos. Então coloco o \mathrm{C} no centro e os três \mathrm{O} ao redor, ligados inicialmente por ligações simples:
\mathrm{O}-\mathrm{C}-\mathrm{O} \quad\text{(com o 3º oxigênio também ligado ao C)}ºêé

Passo 4

Colocação inicial de ligações e alocação de elétrons não-ligantes para completar octetos.
  • Três ligações simples C–O usam 3\times 2=6 elétrons.
  • Restam 24-6=18 elétrons, que distribuímos como pares isolados (lone pairs) preferencialmente nos átomos mais eletronegativos (os \mathrm{O}).
  • Se colocarmos 6 elétrons (três pares) em cada oxigênio, cada oxigênio atinge o octeto: isso consome 3\times 6=18 elétrons. Assim todos os 24 elétrons foram usados.
Estrutura obtida (estado inicial, só com ligações simples):
  • Carbono: nenhuma dupla ligação, três ligações simples (sem pares).
  • Cada oxigênio: três pares isolados + 1 ligação simples.

Passo 5

Cálculo das cargas formais na estrutura inicial e verificação se é aceitável.
Fórmula da carga formal: \text{FC} = \text{valência} - (\text{elétrons não-ligantes} + \tfrac{1}{2}\,\text{elétrons de ligação})êéãéçã.
Calculemos:
  • Para o carbono (na estrutura com três ligações simples): valência \,4,
    elétrons não-ligantes =0, elétrons de ligação =6 (três ligações simples), \text{FC}_\mathrm{C}=4-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 6)=4-3=+1.
  • Para cada oxigênio (ligado por ligação simples, com três pares isolados): valência \,6,
    elétrons não-ligantes =6, elétrons de ligação =2, \text{FC}_\mathrm{O}=6-(6+\tfrac{1}{2}\cdot 2)=6-(6+1)= -1.
Somando as cargas: +1 + 3(-1) = -2, que é a carga total correta, mas não é a melhor distribuição: o carbono carregando +1 é desfavorável porque carbono é menos eletronegativo que oxigênio e esperamos carga positiva preferir ficar em átomos menos eletronegativos somente se necessário. Podemos reduzir a carga positiva do C criando ligações duplas.

Passo 6

Formação de duplas para reduzir cargas formais (ajuste para melhores estruturas de Lewis).
  • Tomando um par isolado de um oxigênio e formando uma ligação dupla com o carbono, obtemos uma estrutura em que:
    • Esse oxigênio passa a ter dois pares isolados e uma ligação dupla (formal charge 0).
    • Os outros dois oxigênios continuam com ligação simples e ficam com carga formal -1.
    • O carbono passa a ter uma ligação dupla + duas simples, totalizando 4 pares de elétrons ao redor (octeto satisfeito) e carga formal 0.
Cálculos das cargas formais nessa estrutura com uma dupla:
  • Carbono: valência \,4, elétrons não-ligantes =0, elétrons de ligação =8 (uma dupla =4 elétrons, duas simples =2+2), \text{FC}_\mathrm{C}=4-(0+\tfrac{1}{2}\cdot 8)=4-4=0.
  • Oxigênio com dupla: valência \,6, não-ligantes =4, ligação =4, \text{FC}_{\mathrm{O,double}}=6-(4+\tfrac{1}{2}\cdot 4)=6-(4+2)=0.
  • Cada oxigênio com ligação simples: valência \,6, não-ligantes =6, ligação =2, \text{FC}_{\mathrm{O,single}}=6-(6+\tfrac{1}{2}\cdot 2)=6-(6+1)=-1.
A soma das cargas é 0 + 0 + (-1) + (-1) = -2, correta. Esta é claramente melhor (menores magnitudes de cargas formais em carbono).

Passo 7

Ressonância — por que existem três estruturas e o que isso implica.
  • A dupla pode estar em qualquer um dos três oxigênios: portanto há três estruturas-resonância equivalentes, cada uma com uma dupla diferente.
  • Escrevendo qualitativamente: \begin{array}{c} \mathrm{O}^{-}-\mathrm{C}=\mathrm{O}\quad\leftrightarrow\quad \mathrm{O}=\mathrm{C}-\mathrm{O}^{-}\quad\leftrightarrow\quad \mathrm{O}^{-}-\mathrm{C}=\mathrm{O} \end{array}(cada set tem dois oxigênios com carga formal -1 e um oxigênio com carga formal 0; o carbono tem carga 0 em cada forma).
  • No híbrido de ressonância, os elétrons \pi estão deslocalizados por sobre os três oxigênios e o carbono, tornando os três enlaces C–O equivalentes.
  • Ordem de ligação média entre C e O no híbrido: \text{bond order médio}=\frac{2+1+1}{3}=\frac{4}{3}\approx 1{,}33.éIsso explica por que experimentalmente os três comprimentos C–O são iguais e intermediários entre uma única e uma dupla ligação.

Passo 8

Hibridização do átomo central ( \mathrm{C}) — explicação didática e simples.
  • Para decidir a hibridização usamos o número estérico (steric number): número de regiões de densidade eletrônica (ligações sigma + pares isolados) ao redor do átomo central.
  • No íon carbonato, o carbono forma três ligações sigma com os três oxigênios e não tem pares isolados. Assim o número estérico é \,3.
  • Hibridização que corresponde a número estérico \,3 é sp^2.
  • Interpretação física: o carbono usa três orbitais sp^2 para formar três ligações sigma com os oxigênios num arranjo trigonal planar; sobra um orbital p não hibridizado que participa da nuvem \pi deslocalizada sobre todo o sistema (ressonância).
  • Portanto o íon \mathrm{CO}_3^{2-} é plano e o carbono é sp^2 (os três C–O são equivalentes no híbrido de ressonância).

Passo 9

Recapitulando em linguagem prática (como desenhar na prova).
  • Desenhe o carbono central ligado a três oxigênios.
  • Coloque pares isolados em cada oxigênio para completar octetos.
  • Converta um par isolado de um oxigênio em ligação dupla para reduzir a carga formal no carbono; indique que existem três estruturas de ressonância (a dupla pode estar em qualquer oxigênio).
  • Escreva o híbrido de ressonância com ligações equivalentes (ordem de ligação \tfrac{4}{3}).
  • Hibridização do carbono: sp^2.

Resposta

Três estruturas-resonância equivalentes: cada estrutura tem uma ligação dupla C=O e duas ligações simples C–O (os dois oxigênios simples com carga formal -1, o oxigênio duplo com carga formal 0, carbono com carga formal 0); no híbrido de ressonância os três enlaces C–O são equivalentes com ordem média de ligação \tfrac{4}{3}.
Hibridização do átomo central (C): sp^2.

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