1. A compreensão das ligações químicas começa com a análise da estrutura eletrônica dos átomos. A distribuição dos elétrons em camadas e subníveis determina a capacidade de um átomo de formar ligações, bem como o tipo de ligação que será estabelecida. Elementos com poucos elétrons na camada de valência tendem a perder elétrons, enquanto aqueles com muitos elétrons nessa camada tendem a ganhá-los ou compartilhá-los.
Considere os elementos sódio ( \mathbf{Z = 1 1} ) e cloro ( \mathbf{Z =} 17).
a) Determine a distribuição eletrônica de cada
elemento no estado fundamental.
b) Identifique os elétrons de valência de cada átomo.
c) Descreva o processo de formação da ligação entre esses dois elementos.
d) Classifique o tipo de ligação formada e justifique com base na diferença de eletronegatividade.

Passo 1

O enunciado pede quatro coisas sobre os elementos sódio e cloro (fornecidos com os números atômicos):
a) Determinar a distribuição eletrônica de cada elemento no estado fundamental.
b) Identificar os elétrons de valência de cada átomo.
c) Descrever o processo de formação da ligação entre esses dois elementos.
d) Classificar o tipo de ligação formada e justificar com base na diferença de eletronegatividade.
Informações dadas diretamente no enunciado (que vou usar):
  • Número atômico do sódio: Z_{\mathrm{Na}}=11.
  • Número atômico do cloro: Z_{\mathrm{Cl}}=17.

Passo 2

Entendendo como escrever distribuição eletrônica (mini-aula):
  • A distribuição eletrônica mostra em quais camadas e subníveis os elétrons do átomo estão. Cada símbolo do tipo 1s^2, 2p^6 indica: o número principal de energia n (1, 2, 3…), o tipo de orbital ( s,p,d,f ) e o expoente indica quantos elétrons naquele subnível.
  • Regras básicas para montar a configuração (sem demonstração pesada): princípio de Aufbau (preencher subníveis de menor para maior energia), princípio de Pauli (cada orbital no máximo 2 elétrons com spins opostos) e regra de Hund (ao preencher orbitais degenerados, colocar 1 elétron em cada antes de parear).
    Agora aplico isso ao sódio ( Z=11): preencheremos elétrons até totalizar 11. Vou listar os subníveis na ordem de energia usada normalmente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, …
  • 1s acomoda 2 elétrons: 1s^2. Restam 11-2=9 elétrons.
  • 2s acomoda 2: 2s^2. Restam 9-2=7.
  • 2p acomoda 6: 2p^6. Restam 7-6=1.
  • Próximo é 3s; sobra 1 elétron: 3s^1.
Portanto a configuração eletrônica do sódio no estado fundamental é
\mathrm{Na}:\;1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^1
Observação rápida: também se pode escrever na forma abreviada usando o gás nobre anterior \mathrm{Ne}:
\mathrm{Na}:\;[{\mathrm{Ne}}]\;3s^1.

Passo 3

Agora aplico o mesmo raciocínio ao cloro ( Z=17). Preencher até 17 elétrons:
  • 1s^2 (restam 15).
  • 2s^2 (restam 13).
  • 2p^6 (restam 7).
  • 3s^2 (restam 5).
  • 3p acomoda até 6, mas temos 5 elétrons para colocar: 3p^5.
Portanto a configuração eletrônica do cloro no estado fundamental é
\mathrm{Cl}:\;1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^5
Forma abreviada:
\mathrm{Cl}:\;[{\mathrm{Ne}}]\;3s^2\;3p^5.

Passo 4

Identificando elétrons de valência (mini-aula curta):
  • Elétrons de valência são os elétrons que ocupam a camada mais externa (maior número n) e que participam das ligações químicas. Para elementos do 2.º e 3.º período, são os elétrons em n=2 ou n=3, respectivamente.
Aplicando:
  • Para o sódio: a camada mais externa é n=3 e a configuração externa é 3s^1. Logo o sódio tem 1 elétron de valência. Escreverei assim:
\text{Elétrons de valência de Na: }1\\ (\text{do subnível }3s)éêí
  • Para o cloro: a camada mais externa é n=3 com 3s^2\;3p^5, totalizando 2+5=7 elétrons de valência. Escreverei:
\text{Elétrons de valência de Cl: }7\\ (\text{do conjunto }3s,3p)éê
Explicação intuitiva do porquê isso importa na prova: átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons para alcançar uma configuração eletrônica mais estável (geralmente a do gás nobre mais próximo, chamada regra do octeto para muitos elementos do 2.º e 3.º período).

Passo 5

Descrevendo passo a passo o processo de formação da ligação entre Na e Cl (didático):
  1. Motivação energética e tendência:
    • O sódio tem 1 elétron de valência solitário em 3s; ao perder esse elétron, ele alcança a configuração do gás nobre anterior ( \mathrm{Ne}, com 10 elétrons), o que é energeticamente favorável em conjunto com as demais energias do sistema.
    • O cloro tem 7 elétrons de valência e precisa de mais 1 elétron para completar o octeto (ficar com 8 elétrons na camada n=3), alcançando a configuração do gás nobre seguinte ( \mathrm{Ar}, com 18 elétrons).
  2. Transferência eletrônica (reação eletrônica simples): o sódio doa seu elétron de valência e o cloro o aceita. Escreve-se assim:
\mathrm{Na} \;\longrightarrow\; \mathrm{Na}^+ \;+\; e^-
\mathrm{Cl} \;+\; e^- \;\longrightarrow\; \mathrm{Cl}^-
  1. Configurações resultantes após a transferência:
    • Íon sódio: \mathrm{Na}^+ tem 10 elétrons, configuração \;1s^2\;2s^2\;2p^6\;=\;[\mathrm{Ne}].
    • Íon cloreto: \mathrm{Cl}^- tem 18 elétrons, configuração \;1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^6\;=\;[\mathrm{Ar}].
  2. Formação da ligação: após a transferência o resultado são duas espécies carregadas com cargas opostas, \mathrm{Na}^+ e \mathrm{Cl}^-. Essas cargas opostas se atraem por força eletrostática (força de Coulomb) formando um composto iônico. Em escala macroscópica isso gera uma rede cristalina (no sólido, NaCl cristaliza em estrutura cúbica onde cada íon \mathrm{Na}^+ é rodeado por \mathrm{Cl}^- e vice-versa).
Comentário amigável: pense nisso como o sódio “emprestando” um elétron para o cloro; o sódio fica com carga positiva e o cloro com carga negativa — daí a atração bem forte entre eles.

Passo 6

Classificação do tipo de ligação e justificativa com eletronegatividade (mini-aula sobre electronegatividade):
  • Eletronegatividade ( \chi) é uma medida (escala de Pauling) da tendência de um átomo de atrair elétrons numa ligação. Quanto maior \chi, maior a atração pelos elétrons compartilhados.
  • Valores típicos (escala de Pauling) que vou usar: \chi_{\mathrm{Na}}\approx 0{,}93,\qquad \chi_{\mathrm{Cl}}\approx 3{,}16.
  • Diferença de eletronegatividade: \Delta\chi=\chi_{\mathrm{Cl}}-\chi_{\mathrm{Na}}\approx 3{,}16-0{,}93=2{,}23.
Regra prática usada frequentemente: se \Delta\chi for maior que aproximadamente 1{,}7 (valor aproximado e empírico), a ligação tende a ter caráter predominantemente iônico. Como aqui \Delta\chi\approx 2{,}23>1{,}7, a ligação entre sódio e cloro é classificada como iônica.
Breve explicação física: essa grande diferença indica que o cloro atrai muito fortemente o elétron do par de valência, favorecendo transferência efetiva de elétron (formação de íons) em vez de compartilhamento covalente equilibrado.

Passo 7

Complemento energético (opcional, para firmar a intuição — explicado de forma simples):
  • Para que a reação de formação dos íons ocorra com liberação de energia global, soma-se: energia necessária para remover o elétron do sódio (energia de ionização), mais a energia liberada quando o cloro aceita o elétron (afinidade eletrônica), e mais a energia muito grande liberada quando os íons se juntam em uma rede (energia de rede ou lattice energy). Para NaCl, a energia de rede compensa largamente a energia de ionização, tornando a formação do sal sólida favorável.
  • Não é preciso decorar números para tudo, mas saber que há esse balanço energético ajuda a explicar por que a formação do composto iônico é estável.

Resposta

a) \mathrm{Na}:\;1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^1 \quad \mathrm{Cl}:\;1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^5
b) Elétrons de valência: \mathrm{Na}:1 (o 3s^1) \quad \mathrm{Cl}:7 (os 3s^2\;3p^5)
c) O sódio doa seu elétron de valência formando \mathrm{Na}^+ e o cloro recebe esse elétron formando \mathrm{Cl}^-; há atração eletrostática entre \mathrm{Na}^+ e \mathrm{Cl}^- e formação de uma rede iônica ( \mathrm{NaCl}).
d) Ligação iônica. Justificativa: diferença de eletronegatividade \Delta\chi\approx 3{,}16-0{,}93=2{,}23, valor tipicamente grande (> 1{,}7) indicando caráter iônico predominante.

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