Por que os átomos se ligam? A regra do octeto
Gases nobres como o neônio e o argônio quase não reagem. Sua camada externa tem 8 elétrons (o hélio tem 2). Em 1916, Kossel e Lewis disseram que os outros átomos se ligam para chegar a essa mesma configuração estável. Essa é a regra do octeto: os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons até a camada externa ter 8.
Os elétrons da camada externa se chamam elétrons de valência. Só eles participam das ligações.
Limites da regra do octeto
- Octeto incompleto: o átomo central tem menos de 8. Exemplos: LiCl, BeH₂, BCl₃ (o B tem só 6).
- Moléculas com número ímpar de elétrons: NO e NO₂ têm um número ímpar de elétrons, então um átomo não consegue chegar a 8.
- Octeto expandido: átomos do período 3 em diante podem usar orbitais d e ter mais de 8. Exemplos: PF₅ (10), SF₆ (12), H₂SO₄ (o S tem 12).
- Ela não explica a forma das moléculas nem a energia das ligações.
- Alguns gases nobres reagem (XeF₂, XeF₄, KrF₂), então "8 = não reage" não é totalmente verdade.
Símbolos de Lewis e estruturas de Lewis
Um símbolo de Lewis é o símbolo do elemento com seus elétrons de valência como pontos: Na tem 1 ponto, C tem 4, N tem 5, O tem 6, Cl tem 7.
Uma estrutura de Lewis mostra como uma molécula compartilha elétrons. Um par compartilhado é desenhado como um traço (ligação simples). Dois pares compartilhados = ligação dupla. Três = ligação tripla. Os pares que não são compartilhados são pares isolados.
Como desenhar (5 passos)
- Some todos os elétrons de valência. Some um para cada carga negativa e tire um para cada carga positiva.
- Escolha o átomo central: em geral o menos eletronegativo (nunca o H).
- Ligue cada átomo externo ao centro com uma ligação simples (2 elétrons cada).
- Coloque os elétrons que sobraram como pares isolados, primeiro nos átomos externos e depois no centro.
- Se o centro ainda não tem 8, transforme um par isolado de um átomo externo em ligação dupla ou tripla.
Exemplo CO₂: 4 + 6 + 6 = 16 elétrons. O=C=O com dois pares isolados em cada O. Todos os átomos ficam com 8.
Carga formal
Às vezes é possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis. A carga formal ajuda a escolher a melhor. É a carga que um átomo teria se cada par compartilhado fosse dividido igualmente.
Carga formal = V − L − B/2, onde V = elétrons de valência do átomo livre, L = elétrons em pares isolados desse átomo, B = elétrons nas ligações ao redor desse átomo.
Regras: a melhor estrutura tem as menores cargas formais; qualquer carga formal negativa deve ficar no átomo mais eletronegativo; todas as cargas formais devem somar a carga da molécula ou do íon.
A carga formal é só uma ferramenta de contagem. Ela não é a carga real do átomo.
Ligação iônica e energia reticular
Uma ligação iônica (eletrovalente) se forma quando um átomo de metal doa elétrons a um átomo de não metal e os íons se atraem. Ela se forma com facilidade quando:
- o metal tem baixa entalpia de ionização (perde elétrons com facilidade), e
- o não metal tem uma grande entalpia de ganho de elétron negativa (recebe elétrons com facilidade).
Fazer Na⁺ a partir de Na na verdade custa energia (+496 kJ mol⁻¹), e Cl → Cl⁻ devolve só 349 kJ mol⁻¹. Então por que o NaCl se forma? Porque organizar os íons em um cristal libera uma enorme quantidade de energia.
A energia reticular é a energia necessária para separar totalmente 1 mol de um composto iônico sólido em seus íons gasosos. Para o NaCl ela vale +788 kJ mol⁻¹. Quanto maior a energia reticular, mais estável é o sólido. Ela é maior quando os íons são pequenos e muito carregados: o MgO (≈ 3890) está muito acima do NaCl (788).
Eletrovalência
O número de elétrons que um átomo doa ou recebe é a sua eletrovalência: Na = 1, Mg = 2, O = 2, Cl = 1.
Experimente: monte íons com moedas
Desenhe um círculo grande para o Na com 1 moeda na borda e um círculo para o Cl com 7 moedas. Mova a moeda do Na para o Cl. Conte: agora o Cl tem 8. Agora tente o Mg (2 moedas) com dois círculos de Cl: cada Cl pega 1 moeda, então a fórmula é MgCl₂. Confira sua resposta no passo de brincadeira livre do 3D.
Fórmulas e definições principais
- Carga formal = V − L − B/2
- Elétrons para a estrutura de Lewis = Σ e⁻ de valência − (carga positiva) + (carga negativa)
- Energia reticular: MX(s) → M⁺(g) + X⁻(g), ΔH = + (energia necessária)
- A energia reticular cresce com a carga dos íons e diminui com o tamanho dos íons
- Octeto = 8 elétrons externos (dueto = 2 para H, Li, Be nos íons)
Exemplos resolvidos
1. Escreva os símbolos de Lewis de N, O e Cl e diga quantos elétrons cada um precisa para completar o octeto.
Passo 1: N tem 5 elétrons de valência, O tem 6, Cl tem 7. Passo 2: Necessário = 8 − valência: N precisa de 3, O precisa de 2, Cl precisa de 1. Resposta: N (5 pontos, precisa de 3), O (6 pontos, precisa de 2), Cl (7 pontos, precisa de 1).
2. Desenhe a estrutura de Lewis da H₂O.
Passo 1: Elétrons = 1 + 1 + 6 = 8. Passo 2: O é o átomo central. Duas ligações O–H usam 4 elétrons. Passo 3: Sobram 4 → 2 pares isolados no O. Passo 4: O tem 2 ligações + 2 pares isolados = 8. Cada H tem 2. Resposta: H–O–H com dois pares isolados no O.
3. Desenhe a estrutura de Lewis do íon nitrato NO₃⁻ e encontre o total de elétrons.
Passo 1: 5 + 3 × 6 + 1 = 24 elétrons. Passo 2: N central com três ligações simples N–O (6 usados), sobram 18. Passo 3: Dê a cada O três pares isolados (18 usados). O N tem só 6. Passo 4: Transforme um par isolado de um O em ligação dupla: uma N=O e duas N–O. Resposta: 24 elétrons; uma N=O, duas N–O⁻ (três formas de ressonância equivalentes).
4. Encontre a carga formal de cada átomo do O₃ (O=O–O).
Passo 1: O da esquerda (ligação dupla): V = 6, L = 4, B = 4 → 6 − 4 − 2 = 0. Passo 2: O do meio: V = 6, L = 2, B = 6 → 6 − 2 − 3 = +1. Passo 3: O da direita (ligação simples): V = 6, L = 6, B = 2 → 6 − 6 − 1 = −1. Passo 4: Conferência: 0 + 1 − 1 = 0 = carga do O₃. ✓
5. Encontre a carga formal do N no NH₄⁺.
Passo 1: N tem V = 5. Passo 2: Sem pares isolados, L = 0. Quatro ligações N–H, B = 8. Passo 3: CF = 5 − 0 − 8/2 = +1. Passo 4: Cada H: 1 − 0 − 1 = 0. Total = +1 = carga do íon. ✓
6. Qual estrutura de Lewis do CO₂ é melhor: O=C=O ou O≡C–O? Use a carga formal.
Passo 1: O=C=O: cada O: 6 − 4 − 2 = 0; C: 4 − 0 − 4 = 0. Todas zero. Passo 2: O≡C–O: O com ligação tripla: 6 − 2 − 3 = +1; C: 0; O com ligação simples: 6 − 6 − 1 = −1. Passo 3: Ganham as menores cargas formais. Resposta: O=C=O é a melhor estrutura.
7. Coloque NaCl, MgO e KCl em ordem crescente de energia reticular e explique.
Passo 1: MgO tem íons com carga 2+ e 2−; os outros têm 1+ e 1−. Carga maior → energia reticular muito maior. Passo 2: K⁺ é maior que Na⁺. Íon maior → íons mais distantes → energia reticular menor. Resposta: KCl (717) < NaCl (788) < MgO (≈ 3890 kJ mol⁻¹).
Erros comuns
- Esquecer de somar ou tirar elétrons pela carga de um íon ao contar os elétrons de uma estrutura de Lewis.
- Achar que a carga formal é a carga real do átomo. Ela é só contabilidade; as cargas reais vêm da eletronegatividade.
- Dizer que o NaCl se forma porque Na → Na⁺ libera energia. Na verdade isso custa energia; é a energia reticular que torna o processo todo favorável.
- Colocar o H como átomo central. O H faz só uma ligação, por isso fica sempre do lado de fora.