Demonstre em todos os casos as estruturas utilizando a representação de Lewis.
Demonstre as possíveis fórmulas da ligação entre:
Mg e I

Passo 1

O enunciado pede que eu demonstre, utilizando a representação de Lewis, todas as estruturas possíveis que envolvam ligação entre o magnésio e o iodo, e que mostre as possíveis fórmulas (ou espécies) de ligação entre \mathrm{Mg} e \mathrm{I}.
Informações dadas (explícitas ou implícitas) que vou usar:
\mathrm{Mg} e \mathrm{I} são os átomos envolvidos. Preciso considerar as diferentes maneiras que eles podem se ligar (compostos neutros e espécies iônicas ou gasosas simples). Não há outra figura ou dado adicional.

Passo 2

Contagem de elétrons de valência — primeiro passo obrigatório para qualquer estrutura de Lewis. Vou explicar como encontrar os elétrons de valência e aplicar aos dois átomos:
  • Para qualquer átomo, os elétrons de valência correspondem aos elétrons na camada mais externa, geralmente igual ao número do grupo na tabela periódica (para elementos representativos).
  • Para o magnésio: \mathrm{Mg} pertence ao grupo 2 da tabela. Portanto tem \,2\, elétrons de valência. Vou escrever isso em TeX:
\text{elétrons de valência de } \mathrm{Mg} = 2éê
  • Para o iodo: \mathrm{I} pertence ao grupo 17 (halogênios). Portanto tem \,7\, elétrons de valência:
\text{elétrons de valência de } \mathrm{I} = 7éê
Esses números vão guiar como os elétrons são compartilhados ou transferidos nas estruturas de Lewis.

Passo 3

Regra do octeto e carga formal — conceitos que usamos para escolher a melhor estrutura de Lewis:
  • Regra do octeto (uso prático): muitos átomos (principalmente da 2ª linha) tendem a ficar com 8 elétrons na camada externa. Átomos maiores como \mathrm{I} seguem bem o octeto; átomos metálicos alcalino-terrosos ( \mathrm{Mg}) frequentemente alcançam estabilidade perdendo elétrons (formando cátions).
  • Fórmula da carga formal (útil para comparar estruturas):
\text{FC} = V - \bigl(L + \tfrac{1}{2}B\bigr)
onde V = elétrons de valência do átomo isolado, L = elétrons não ligantes (pares isolados) atribuídos ao átomo na estrutura, e B = elétrons compartilhados em ligações (número total de elétrons em ligações envolvendo esse átomo). Vou usar essa fórmula para confirmar melhor as estruturas.

Passo 4

Construção da estrutura iônica mais comum: \mathrm{MgI}_2 com transferência eletrônica (representação típica em sólidos iônicos). Raciocínio passo a passo:
  1. \mathrm{Mg} tem 2 elétrons de valência; cada \mathrm{I} quer 1 elétron para completar o octeto. Logo, realisticamente, o magnésio doa seus 2 elétrons, um para cada iodo. Isso leva às espécies:
\mathrm{Mg} \longrightarrow \mathrm{Mg}^{2+} + 2e^- \qquad\text{e}\qquad \mathrm{I} + e^- \longrightarrow \mathrm{I}^-
  1. A fórmula resultante macroscópica é \mathrm{MgI}_2 (um \mathrm{Mg}^{2+} e dois \mathrm{I}^-). A representação de Lewis (íons separados) fica assim (cada \mathrm{I}^- com três pares isolados = 6 elétrons mais o par de ligação ganho = total 8; eu mostro pares como dois-pontos):
\mathrm{Mg}^{2+} \quad\text{e}\quad \left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-} \quad \left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-}
(ou escrito em linha)
\mathrm{Mg}^{2+} + 2\left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-}
  1. Calculando cargas formais para verificar consistência:
  • Para cada \mathrm{I}^-: V=7, L=6 (três pares isolados), B=2 (um par de ligação ganho quando recebe 1 e-); \text{FC} = 7 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 7 - (6 + 1) = 0. Mas como o iodo recebeu um elétron extra, representamos o íon como \mathrm{I}^- (a contagem de elétrons totais o torna com carga -1). Na prática, em Lewis para íon: mostra-se \left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-}.
  • Para \mathrm{Mg}^{2+}: após perder 2 elétrons, não há pares isolados e a carga é +2: \mathrm{Mg}^{2+}.
  1. Interpretação física curta (importante na prova): em estado sólido a ligação é majoritariamente iônica — \mathrm{Mg}^{2+} e 2\mathrm{I}^- em rede cristalina. Em Lewis isso é mostrado como transferência completa de elétrons.

Passo 5

Estrutura covalente possível para \mathrm{MgI}_2 (molécula isolada/gás): representação de ligações simples
  1. Alternativa de representação: desenhar \mathrm{I}-\mathrm{Mg}-\mathrm{I} com cada iodo tendo três pares isolados. Em Lewis:
:\mathrm{I}:\;-\;\mathrm{Mg}\;-\;:\mathrm{I}:
(escrito em TeX mais formal)
\!:\!\mathrm{I}\!:\;-\;\mathrm{Mg}\;-\;:\!\mathrm{I}\!:
  1. Contagem de elétrons e cargas formais nesta representação covalente neutra:
  • Para cada \mathrm{I}: V=7, L=6 (três pares isolados), B=2 (um par de ligação), então
\text{FC}(\mathrm{I}) = 7 - (6 + \tfrac{1}{2}\cdot 2) = 0.
  • Para \mathrm{Mg}: V=2, L=0, B=4 (duas ligações simples, cada uma com 2 elétrons), então
\text{FC}(\mathrm{Mg}) = 2 - (0 + \tfrac{1}{2}\cdot 4) = 2 - 2 = 0.
  1. Observação importante (didática): embora as cargas formais fiquem zero nessa representação, o magnésio não alcança o octeto (ele fica com apenas 4 elétrons ao redor). Isso é aceitável para elementos maiores/metalóides em algumas moléculas gasosas — porém, para metais alcalino-terrosos a forma iônica é energeticamente preferida em estados condensados (sólidos, soluções) porque perder 2 elétrons e formar \mathrm{Mg}^{2+} é favorecido por energias de rede/solvatação. Em prova: cite que \mathrm{MgI}_2 admite representação covalente (molécula isolada) e iônica (sólido), explicando a diferença qualitativa.

Passo 6

Espécie diatômica \mathrm{MgI} — existe? como representar em Lewis?
  1. Contagem rápida: \mathrm{Mg} (2 e _\text{val}) + \mathrm{I} (7 e _\text{val}) → total 9 elétrons de valência, um número ímpar. Para uma molécula neutra \mathrm{MgI} isso suggere uma espécie radical (um elétron não emparelhado) ou estruturas com cargas. Em Lewis desenhamos a ligação simples:
\mathrm{Mg}-\mathrm{I}
com o iodo tendo pares isolados. Mas para o magnésio, após formar uma ligação simples, ele terá apenas 2 elétrons de ligação (compartilhados), o que normalmente deixa o sistema com elétron desemparelhado no iodo ou resultando em \mathrm{Mg}^{+} e \mathrm{I}^{-} dependendo do estado eletrônico.
2. Interpretação prática: \mathrm{MgI} aparece em espectros de vapores e em química de altas temperaturas como espécie neutra ou radical, mas não é uma forma estável isolada em condições normais. Em Lewis, uma forma simples seria:
:\mathrm{I}:\;-\;\mathrm{Mg}\\ \\ (\text{com possível elétron ímpar})íéí
ou considerar ionização parcial \mathrm{Mg}^{+} + \mathrm{I}^{-}. Em prova, o que vale é justificar por contagem de elétrons que \mathrm{MgI} não segue facilmente o octeto e é menos comum que \mathrm{MgI}_2.

Passo 7

Outras espécies com carga (menções rápidas e representação Lewis):
  • Íon formado pelos constituintes mais estáveis: \mathrm{Mg}^{2+} e \mathrm{I}^{-}. Lewis:
\mathrm{Mg}^{2+} \quad\text{e}\quad \left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-}
  • Catiões/dimérios gasosos como \mathrm{MgI}^+ ou \mathrm{Mg}_2^{2+} podem ser observados em experimentos de massas/espectroscopia; suas representações de Lewis dependem da distribuição eletrônica, mas são especies menos relevantes em química de rotina. O procedimento para desenhar é sempre o mesmo: contar elétrons de valência, distribuir para dar preferencialmente octeto aos não-metais e calcular cargas formais.

Passo 8

Como usar essa técnica na prova (passo-a-passo prático e conciso — o truque que salva tempo):
  1. Conte elétrons de valência de cada átomo ( \mathrm{Mg}=2, \mathrm{I}=7).
  2. Some o total de elétrons do sistema (para \mathrm{MgI}_2 neutro: 2 + 2\cdot 7 = 16 elétrons).
  3. Faça esqueleto: \mathrm{I}-\mathrm{Mg}-\mathrm{I}. Coloque pares isolados nos iodetos até completar 8 para cada I. Verifique quantos elétrons sobraram para ligações.
  4. Calcule cargas formais com a fórmula dada para decidir se a estrutura é melhor representada como iônica (transferência completa) ou covalente (compartilhamento).
  5. Se o átomo central é um metal alcalino-terroso (como \mathrm{Mg}), pense sempre primeiro em perda de elétrons (formação de \mathrm{Mg}^{2+}) e em íons para sólidos/soluções — isso resolve muita questão direto.

Resposta

\mathrm{MgI}_2 — representação iônica: \mathrm{Mg}^{2+} + 2\left[\mathrm{I}:\!:\!:\right]^{-}
\mathrm{MgI}_2 — representação covalente (molécula isolada): :\mathrm{I}:\;-\;\mathrm{Mg}\;-\;:\mathrm{I}:
\mathrm{MgI} — espécie diatômica/possível radical em fase gasosa: :\mathrm{I}:\;-\;\mathrm{Mg} (menos estável que \mathrm{MgI}_2)

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