Desenhe a estrutura de Lewis para o íon (perclorato) e e calcule a carga formal de cada átomo. Com base nas cargas formais, explique por que estes íons são estáveis, apesar de conter oxigênios eletronegativos ligados ao átomo central.
Desenhe a estrutura de Lewis para o íon (nitrato) e calcule as cargas formais de cada átomo. Explique como a distribuição de carga formal influencia a presença de estruturas de ressonância na molécula.

Passo 1

Beleza, vamos resolver esses exercícios sobre estruturas de Lewis e cargas formais! A gente vai desenhar as estruturas de Lewis para os íons (perclorato), (sulfato) e (nitrato). Depois, vamos calcular as cargas formais de cada átomo e entender por que esses íons são estáveis, além de ver como a distribuição de cargas influencia as estruturas de ressonância.

Passo 2

Primeiro, vamos falar sobre a estrutura de Lewis. Essa estrutura mostra como os elétrons de valência estão distribuídos entre os átomos em uma molécula ou íon. É essencial para entender a forma da molécula e sua estabilidade.

Passo 3

Vamos começar com o íon (perclorato).
Passo 3.1: Contagem de elétrons de valência
  • Cloro (Cl) tem 7 elétrons de valência.
  • Oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência cada.
  • Como são 4 oxigênios, temos elétrons de valência.
  • Tem uma carga negativa, então adicionamos 1 elétron extra.
  • Total de elétrons de valência: elétrons.
Passo 3.2: Desenho da estrutura de Lewis
  • Cloro no centro, ligado aos 4 oxigênios.
  • Inicialmente, ligamos cada oxigênio com uma ligação simples ao cloro.
  • No total, usamos elétrons nas ligações.
  • Sobraram elétrons para distribuir como pares de elétrons ao redor dos átomos.
Passo 3.3: Distribuição dos pares de elétrons
  • Colocamos 6 elétrons (3 pares) em cada oxigênio para completar o octeto.
  • Isso usa elétrons, agora todos distribuídos.
Passo 3.4: Verificação da regra do octeto
  • Cloro inicialmente tem 8 elétrons (4 ligações simples).
  • Cada oxigênio também tem 8 elétrons (2 do Cl-O e 6 dos pares).
Passo 3.5: Ajuste para formalizar a estrutura
  • Para reduzir a carga formal, o cloro pode formar ligações duplas com alguns oxigênios.
  • Vamos transformar uma ligação simples em dupla:
    • Agora, o cloro tem 3 ligações simples e 1 dupla.
    • Cada oxigênio com ligação dupla tem menos pares de elétrons.

Passo 4

Agora, vamos calcular as cargas formais para cada átomo no .
Fórmula da Carga Formal:
éêéãé
Cloro:
  • Elétrons de valência: 7
  • Elétrons não ligados: 0
  • Elétrons ligados: 8 (4 ligações)
  • Carga formal:
Oxigênios com ligações simples:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 6
  • Elétrons ligados: 2
  • Carga formal:
Oxigênios com ligação dupla:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 4
  • Elétrons ligados: 4
  • Carga formal:

Passo 5

A carga formal total deve ser igual à carga do íon:

Mas como a carga do íon é , precisamos ajustar as ligações duplas para diminuir a carga positiva do cloro. Portanto, distribuímos as ligações duplas de forma que nenhuma carga formal fique muito alta, estabilizando o íon.

Passo 6

Passando para o íon (sulfato).
Passo 6.1: Contagem de elétrons de valência
  • Enxofre (S) tem 6 elétrons de valência.
  • Oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência cada.
  • São 4 oxigênios: elétrons.
  • Carga negativa de : adicionamos 2 elétrons.
  • Total de elétrons de valência: elétrons.
Passo 6.2: Desenho da estrutura de Lewis
  • Enxofre no centro, ligado aos 4 oxigênios com ligações simples inicialmente.
  • Usamos elétrons nas ligações.
  • Sobraram elétrons para distribuir.
Passo 6.3: Distribuição dos pares de elétrons
  • Cada oxigênio recebe 6 elétrons (3 pares) para completar o octeto.
  • Todos os elétrons de valência estão distribuídos.
Passo 6.4: Ajuste para formalizar a estrutura
  • Assim como no perclorato, o enxofre pode formar ligações duplas para reduzir cargas formais.
  • Convertendo algumas ligações simples em duplas, equilibramos as cargas.

Passo 7

Vamos calcular as cargas formais para cada átomo no .
Enxofre:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 0
  • Elétrons ligados: 8 (4 ligações duplas)
  • Carga formal:
Oxigênios com ligações duplas:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 4
  • Elétrons ligados: 4
  • Carga formal:
Oxigênios com ligações simples:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 6
  • Elétrons ligados: 2
  • Carga formal:

Passo 8

A carga formal total no deve ser :

Para ajustar isso à carga do íon, distribuímos as ligações duplas de forma que duas ligações simples sejam convertidas em duplas, equilibrando as cargas e estabilizando o íon.

Passo 9

Agora, vamos para o íon (nitrato).
Passo 9.1: Contagem de elétrons de valência
  • Nitrogênio (N) tem 5 elétrons de valência.
  • Oxigênio (O) tem 6 elétrons de valência cada.
  • São 3 oxigênios: elétrons.
  • Carga negativa de : adicionamos 1 elétron.
  • Total de elétrons de valência: elétrons.

Passo 10

Passo 10.1: Desenho da estrutura de Lewis
  • Nitrogênio no centro, ligado aos 3 oxigênios com ligações simples inicialmente.
  • Usamos elétrons nas ligações.
  • Sobraram elétrons para distribuir.
Passo 10.2: Distribuição dos pares de elétrons
  • Cada oxigênio recebe 6 elétrons (3 pares) para completar o octeto.
  • Todos os elétrons de valência estão distribuídos.
Passo 10.3: Ajuste para formalizar a estrutura
  • Para reduzir cargas formais, transformamos algumas ligações simples em duplas.
  • Dessa forma, melhoramos a distribuição das cargas.

Passo 11

Calculando as cargas formais para cada átomo no .
Nitrogênio:
  • Elétrons de valência: 5
  • Elétrons não ligados: 0
  • Elétrons ligados: 6 (3 ligações duplas)
  • Carga formal:
Oxigênios com ligações duplas:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 4
  • Elétrons ligados: 4
  • Carga formal:
Oxigênios com ligações simples:
  • Elétrons de valência: 6
  • Elétrons não ligados: 6
  • Elétrons ligados: 2
  • Carga formal:

Passo 12

A carga formal total deve ser :
Para equilibrar as cargas, usamos estruturas de ressonância, alternando as ligações duplas entre os oxigênios. Isso distribui a carga negativa de forma mais uniforme, estabilizando a molécula.

Resposta

Desenhamos as estruturas de Lewis para os íons , e , calculamos as cargas formais de cada átomo e observamos que a distribuição equilibrada das cargas, juntamente com a formação de ligações múltiplas e estruturas de ressonância, contribuem para a estabilidade desses íons, mesmo com oxigênios altamente eletronegativos ligados ao átomo central.

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