Monte uma estrutura de Lewis que obedeca à regra do octeto de cada molécula/íon visto a seguir e atribua cargas formais a cada átomo.
Um ânion com carga (2-), formado por um carbono e três oxigênios.

Passo 1

O enunciado pede que eu monte a estrutura de Lewis que obedeça à regra do octeto para um ânion de carga \;2-\; formado por um carbono e três oxigênios, e que eu atribua as cargas formais a cada átomo.
Informações dadas e que vou usar:
  • 1 átomo de carbono e 3 átomos de oxigênio.
  • A espécie total tem carga \;2-.
    Nada mais foi fornecido (sem figura), então vou montar a estrutura padrão para \mathrm{C} central ligado aos três \mathrm{O}.

Passo 2

Contagem dos elétrons de valência disponíveis (passo essencial antes de desenhar):
  • Carbono: \;4 elétrons de valência.
  • Cada oxigênio: \;6 elétrons de valência. Para três oxigênios: \;3\times 6=18.
  • Mais a carga total \;2- significa que há 2 elétrons extras.
    Somando:
4 + 18 + 2 = 24 \text{ elétrons}é
Logo, tenho \;24 elétrons (ou seja, 12 pares de elétrons) para distribuir na estrutura de Lewis.

Passo 3

Escolha do esqueleto: coloco o átomo de carbono no centro ligado aos três oxigênios, porque carbono costuma ser o átomo central em moléculas com heteroátomos e é menos eletronegativo que oxigênio. O esqueleto inicial é:
\mathrm{O} - \mathrm{C} - \mathrm{O}
com o terceiro \mathrm{O} também ligado ao \mathrm{C} (formando uma espécie triangular plana).

Passo 4

Coloco ligações simples iniciais entre o carbono e cada oxigênio. Cada ligação simples consome 2 elétrons. São 3 ligações:
3 \times 2 = 6 \text{ elétrons usados}é
Restam:
24 - 6 = 18 \text{ elétrons}é
Esses 18 elétrons devem ser distribuídos como pares de elétrons isolados (lone pairs), preferencialmente nos átomos mais externos primeiro (os oxigênios), para tentar completar seus octetos.

Passo 5

Distribuição inicial dos elétrons restantes nos oxigênios:
  • Se eu der a cada oxigênio ligado por ligação simples 3 pares (ou 6 elétrons), uso exatamente 3\times 6 = 18 elétrons, esgotando os elétrons. Nesse arranjo cada oxigênio teria 3 pares + 1 ligação = octeto completo. Porém o carbono ficaria com apenas 3 ligações (6 elétrons) — ou seja, com apenas 6 elétrons, violando a regra do octeto para o carbono. Então esse arranjo não é aceitável.
Para satisfazer o octeto do carbono (quer 8 elétrons ao seu redor), preciso que o carbono tenha 4 pares de ligação no total. Como há 3 oxigênios, a solução é formar uma dupla ligação entre o carbono e um dos oxigênios: movo um par isolado de um oxigênio para formar uma ligação adicional (transformando uma ligação simples C–O em C=O). Assim o carbono passa a ter: uma dupla ligação (2 pares) + duas ligações simples (1 par cada) = 4 pares = octeto satisfeito.
Após fazer isso, a distribuição de elétrons em termos de pares não-ligantes fica:
  • Oxigênio ligado por dupla: tem 2 pares isolados ( 4 elétrons).
  • Cada oxigênio ligado por simples: tem 3 pares isolados ( 6 elétrons) cada.
    Verificação dos elétrons usados:
\text{ligações: } 1\\ \text{dupla} (4e) + 2\\ \text{simples} (2\times 2e)=4+4=8\\ \text{elétrons em ligações}çõéçõ
\text{lone pairs: } 4 + 6 + 6 = 16\\ \text{elétrons}é
Total 8 + 16 = 24, que é o total disponível. Octetos de todos satisfazem: carbono com 4 ligações (8 elétrons), cada oxigênio com 8 elétrons.

Passo 6

Agora calculo as cargas formais. Uso a fórmula (muito útil na prova):
\text{Carga formal (CF)} = V - N - \frac{B}{2}
onde V é o número de elétrons de valência do átomo isolado, N é o número de elétrons não-ligantes (lone electrons) atribuídos ao átomo na estrutura, e B é o número total de elétrons envolvidos em ligações ao redor desse átomo (contando todos os elétrons de ligação).
Calculemos para cada tipo de átomo na estrutura com uma dupla ligação e duas simples.
  • Para o carbono (na forma com uma dupla e duas simples):
    • V(\mathrm{C})=4.
    • N(\mathrm{C})=0 (não tem pares isolados).
    • B(\mathrm{C})=8 (quatro ligações → 4 pares → 8 elétrons em ligações).
    \text{CF}(\mathrm{C}) = 4 - 0 - \frac{8}{2} = 4 - 4 = 0.
  • Para o oxigênio que está com dupla ligação (\mathrm{O}=\mathrm{C}):
    • V(\mathrm{O})=6.
    • N(\mathrm{O})=4 elétrons não-ligantes (dois pares).
    • B(\mathrm{O})=4 elétrons em ligações (duas ligações na dupla).
    \text{CF}(\mathrm{O_{dupla}}) = 6 - 4 - \frac{4}{2} = 6 - 4 - 2 = 0.
  • Para cada oxigênio ligado por ligação simples (\mathrm{O}-\mathrm{C}):
    • V(\mathrm{O})=6.
    • N(\mathrm{O})=6 elétrons não-ligantes (três pares).
    • B(\mathrm{O})=2 elétrons em ligações (uma ligação simples).
    \text{CF}(\mathrm{O_{simples}}) = 6 - 6 - \frac{2}{2} = 6 - 6 - 1 = -1.
Somando as cargas formais: 0 + 0 + (-1) + (-1) = -2, que coincide com a carga total do íon \;2-, então a distribuição está coerente.

Passo 7

Observação sobre ressonância (importantíssima para a prova): a dupla ligação pode estar localizada em qualquer um dos três oxigênios; portanto existem três estruturas de ressonância equivalentes, cada uma com a mesma distribuição de elétrons mas com a dupla ligada a um oxigênio diferente. Em cada forma de ressonância: \mathrm{C} tem carga formal 0, um oxigênio tem carga formal 0 (o que forma dupla ligação) e os outros dois oxigênios têm carga formal -1 (ligados por simples). Como as três formas são equivalentes, a carga negativa está deslocalizada sobre os três oxigênios; a carga média em cada oxigênio, se eu fizer a média entre as três ressonâncias, é
\frac{0 + (-1) + (-1)}{3} = -\tfrac{2}{3}.
Mas atenção: carga formal é atribuída em cada estrutura de ressonância como inteiro ( 0 ou -1); o valor -\tfrac{2}{3} é apenas a média/resposta ao fenômeno de delocalização.

Passo 8

Resumo prático para a prova (como rapidamente montar e verificar):
  1. Conte elétrons de valência incluindo carga.
  2. Coloque o átomo menos eletronegativo no centro (aqui \mathrm{C}).
  3. Ligue com simples, distribua pares nos externos para octeto; se o central ficar com menos de 8, forme ligações múltiplas movendo pares dos externos.
  4. Calcule cargas formais usando \text{CF} = V - N - B/2. Busque a solução com cargas formais menores em magnitude e com cargas negativas localizadas nos átomos mais eletronegativos (aqui os \mathrm{O}).
  5. Não esqueça ressonância — muitas vezes a estrutura real é combinação de várias formas.

Resposta

\left[\mathrm{O}^{-}-\mathrm{C}(=\mathrm{O})-\mathrm{O}^{-}\right]^{2-} (existem 3 formas de ressonância equivalentes, movendo a dupla ligação entre os três oxigênios).
Cargas formais em cada forma de ressonância: \mathrm{C}:0; \mathrm{O} duplamente ligado: 0; cada \mathrm{O} ligado por simples: -1.
Carga média por oxigênio (ressonância): -\tfrac{2}{3}.

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