12-Correlacione as ligações químicas com a regra do octeto.
Passo 1
O enunciado pede: “Correlacione as ligações químicas com a regra do octeto.”\n
Informações relevantes dadas (implícitas no pedido) que vamos usar:\n
Informações relevantes dadas (implícitas no pedido) que vamos usar:\n
- Precisamos relacionar diferentes tipos de ligações químicas com a maneira como os átomos atingem (ou não) a configuração de octeto.\n
- Os tipos de ligação que normalmente aparecem nessas correlações: ligação iônica, ligação covalente (não polar e polar), ligação coordenada (dativa) e ligação metálica. Também é importante mencionar exceções à regra do octeto e casos especiais (dueto de H, átomos com octeto expandido, radicais).\n
- Para fazer a correlação precisaremos das noções de elétrons de valência, transferência versus compartilhamento de elétrons, e eletronegatividade (diferença de eletronegatividade indicando tendência à transferência ou ao compartilhamento).
Passo 2
O que é a “regra do octeto” (aula curta e concreta):\n
- A regra do octeto diz que átomos de muitos elementos (especialmente os do segundo período:
etc.) tendem a ficar estáveis quando têm oito elétrons na camada de valência (a camada mais externa).\n - Para representar essa busca pelo octeto usamos estruturas de Lewis (pontos para elétrons de valência e traços para pares compartilhados). Ex.: o oxigênio tem 6 elétrons de valência; para alcançar 8, geralmente forma duas ligações covalentes (2 pares de ligação) e mantém 2 pares isolados.\n
- Observação importante: H não segue octeto — fica estável com 2 elétrons (dueto). Isso é uma exceção básica que sempre aparece em provas.
Passo 3
Ligação iônica — como isso se relaciona com o octeto (explicação passo a passo):\n
- Definição prática: ligação iônica ocorre quando um átomo doa totalmente um (ou mais) elétron(s) para outro átomo, formando íons de cargas opostas que se atraem.\n
- Por que ocorre em termos do octeto: um átomo com poucos elétrons na camada externa (ex.:
com 1 elétron de valência) tende a perder esse elétron para ficar com a camada anterior completa (8 elétrons) — ao perder um elétron vira com octeto completo na camada anterior. Outro átomo com quase octeto (ex.: com 7 elétrons de valência) ganha esse elétron e forma com 8 elétrons.\n - Exemplo concreto e curtinho (útil para prova):
(1 elétron de valência) + (7 elétrons de valência) + . O fica com configuração do gás nobre anterior; completa o octeto.\n - Dica prática para prova: se a diferença de eletronegatividade entre dois átomos for grande (valores de Pauling bem diferentes), espere transferência de elétrons (ligação iônica) e formação de íons que satisfazem o octeto.
Passo 4
Ligação covalente — como isso se relaciona com o octeto (passo a passo didático):\n
- Definição prática: ligação covalente é o compartilhamento de pares de elétrons entre átomos. Cada par compartilhado conta para o octeto de ambos os átomos envolvidos.\n
- Relação com o octeto: os átomos alcançam o octeto ao compartilhar elétrons em pares de ligação. Ex.: no
(escrevo como ), o oxigênio tem 6 elétrons de valência; forma duas ligações simples com dois H (cada ligação fornece 1 elétron de H e 1 do O) resultando em 8 elétrons ao redor do oxigênio (2 pares de ligação + 2 pares isolados). Cada H atinge o dueto.\n - Como desenhar rápido na prova: conte elétrons de valência, ligue átomos por pares de elétrons até usar todos (ou até satisfazer octetos), então coloque pares isolados para completar octetos.\n
- Se ficar faltando octeto em algum átomo, considere formar ligações múltiplas (duplas, triplas) para que ambos atinjam 8 elétrons (ex.:
tem duplas C=O para dar octeto ao C).
Passo 5
Diferença entre ligação covalente não polar e polar — ligação com a regra do octeto e eletronegatividade:\n
- A diferença é de grau de compartilhamento: em ligações não polares os elétrons são compartilhados igualmente; em polares, um átomo atrai mais os elétrons (maior eletronegatividade).\n
- Relação prática com o octeto: tanto ligações não polares quanto polares são covalentes — ou seja, a ideia é compartilhar pares para completar octetos. A polaridade não impede o octeto, só indica que os elétrons do par compartilhado passam mais tempo perto do átomo mais eletronegativo.\n
- Regra prática (usada em provas como pista): valores aproximados de diferença de eletronegatividade
(escala de Pauling):\n -
→ geralmente ligação covalente não polar\n -
→ geralmente ligação covalente polar\n -
→ tendência forte para caráter iônico (transferência)\n
-
- Exemplo: em
a ligação é covalente polar; ambos completam ou tendem a completar configurações (H dueto, Cl octeto ao compartilhar), mas o par é deslocado em direção ao Cl.
Passo 6
Ligação coordenada (dativa) — o que é e como ela se encaixa na regra do octeto:\n
- Definição simples: uma ligação coordenada é uma ligação covalente onde ambos os elétrons do par ligado vêm do mesmo átomo (doador), enquanto o outro átomo recebe o par.\n
- Relação com o octeto: mesmo sendo “especial”, a ligação coordenada conta como um par compartilhado para ambos os átomos — portanto ajuda ambos a completar o octeto quando necessário.\n
- Exemplo muito comum para prova:
reage com para formar . O nitrogênio em tem um par de elétrons não ligantes; esse par é doado para o , formando uma ligação coordenada N→H. No produto, o nitrogênio tem formalmente 8 elétrons ao seu redor (octeto satisfeito).\n - Dica: ao desenhar estruturas de Lewis, marque a ligação dativa com uma seta
se precisar justificar em prova; depois trate-a como uma ligação covalente normal para contagem do octeto.
Passo 7
Ligação metálica — por que a regra do octeto nem sempre se aplica aqui:\n
- Definição rápida: em metais, os átomos doam alguns de seus elétrons de valência para um “mar” de elétrons delocalizados que envolve todos os cátions; os elétrons são compartilhados coletivamente.\n
- Relação com o octeto: a ideia clássica do octeto (8 elétrons ao redor de cada átomo) não é uma boa descrição para metais. Os átomos metálicos não necessariamente “têm” oito elétrons localizados ao redor de si; a estabilidade vem da delocalização eletrônica e da interação entre cátions e elétrons livres.\n
- Conclusão prática para prova: não tente forçar o modelo do octeto em metais — explique que a estabilidade vem do mar de elétrons, condutividade e maleabilidade, não de pares de elétrons localizados formando octetos.
Passo 8
Exceções e observações importantes sobre o octeto (o que sempre lembrar na prova):\n
- Dueto:
está estável com 2 elétrons.\n - Subocteto: átomos como
(ex.: ) podem ter apenas 4 elétrons no entorno; frequentemente fica com 6 ( ).\n - Octeto expandido: átomos do terceiro período em diante (
, etc.) podem ter mais que 8 elétrons usando orbitais d disponíveis (ex.: com 12 elétrons ao redor do S). Em provas, use essa possibilidade quando a conta de elétrons de valência exigir estruturas com mais de 8 em torno do átomo central.\n - Radicais (íons com número ímpar de elétrons): ex.:
tem elétron desemparelhado e não satisfaz o octeto para todos os átomos. Esses são casos especiais que não seguem a regra.\n - Formal charge e estabilidade: quando houver várias estruturas de Lewis possíveis, escolha a que minimize cargas formais e satisfaça octetos quando possível — isto é um critério de validade de estrutura.
Passo 9
Como aplicar isso rapidamente numa prova — checklist prático (passo a passo que você pode decorar):\n
- Conte elétrons de valência totais dos átomos envolvidos.\n
- Faça uma estrutura tentativa ligando átomos com pares de ligação simples.\n
- Complete os octetos com pares isolados, começando pelos átomos mais eletronegativos (exceto H).\n
- Se algum átomo não tiver octeto, tente formar ligações múltiplas ou usar ligação coordenada.\n
- Se ainda sobrar elétrons, verifique se o átomo central pode ter octeto expandido (período ≥ 3).\n
- Calcule cargas formais para comparar estruturas; prefira a que minimiza cargas formais.\n
- Para decidir se uma interação será iônica ou covalente, olhe para a diferença de eletronegatividade (regra prática do Passo 5).\n
- Exemplo aplicado rápido: determine se
é iônico: \n - tem 1 elétron de valência, tem 7 → transferência completa de 1 elétron completa o octeto de e dá ao a configuração estável de gás nobre ( ). Logo ligação iônica (octeto alcançado por transferência).\n- Exemplo aplicado rápido 2: : C tem 4 elétrons de valência, cada O tem 6 → para dar octeto em C precisamos de duas duplas C=O. Assim covalente múltipla e octetos satisfeitos.
Passo 10
Resumo final didático (mais amigável, pra você decorar e usar na prova):\n
- “Transferência → iônico (octeto por formação de íons).” Pense em metais alcalinos + halogênios.\n
- “Compartilhamento → covalente (octeto por pares compartilhados).” Pense em moléculas como
, , .\n - “Coordenada (dativa) = caso especial de compartilhamento onde um átomo doa ambos os elétrons; conta como covalente para o octeto.” Pense em
vindo de .\n - “Metálica = mar de elétrons, não descreva por octeto; descreva por delocalização e propriedades físicas.”\n
- “Tenha sempre em mente as exceções (H dueto, Be/B suboctetos, octeto expandido, radicais).”
Resposta
Ligação iônica: transferência de elétrons; átomos formam íons que atingem octeto (ex.:
,
).\n
Ligação covalente não polar/polar: compartilhamento de pares de elétrons; os pares compartilhados contam para o octeto de ambos os átomos (polaridade depende da diferença de eletronegatividade). \n
Ligação coordenada (dativa): um átomo doa ambos os elétrons do par ligado; conta como ligação covalente para completar octetos (ex.: ).\n
Ligação metálica: elétrons delocalizados (mar de elétrons); o modelo do octeto não é adequado — estabilidade por delocalização, não por pares localizados. \n
Exceções à regra do octeto: dueto para ; suboctetos (
); octeto expandido para átomos do 3º período em diante (
etc.); radicais com elétron ímpar (ex.:
).
Ligação covalente não polar/polar: compartilhamento de pares de elétrons; os pares compartilhados contam para o octeto de ambos os átomos (polaridade depende da diferença de eletronegatividade). \n
Ligação coordenada (dativa): um átomo doa ambos os elétrons do par ligado; conta como ligação covalente para completar octetos (ex.:
Ligação metálica: elétrons delocalizados (mar de elétrons); o modelo do octeto não é adequado — estabilidade por delocalização, não por pares localizados. \n
Exceções à regra do octeto: dueto para