No exercício anterior, há exceções à regra do octeto? Explique o motivo.

Passo 1

O que a pergunta pede: ela quer saber se, no contexto do “exercício anterior”, existem exceções à regra do octeto e quer que você entenda o motivo dessas exceções.
Informações relevantes (o que temos como ponto de partida): o enunciado se refere à “regra do octeto” (ideia de que átomos tendem a ter 8 elétrons na camada de valência quando fazem ligações). Não há outros dados específicos do exercício anterior aqui, então vou responder de forma geral e didática sobre as exceções à regra do octeto, com motivos e exemplos práticos.

Passo 2

Primeiro, o que é a regra do octeto (explicação curta e clara):
A regra do octeto diz que muitos átomos (especialmente os da segunda fila, como \mathrm{C},\\ \mathrm{N},\\ \mathrm{O},\\ \mathrm{F}) tendem a formar ligações de modo a ter 8 elétrons na sua camada de valência, porque isso imita a configuração eletrônica estável dos gases nobres. É uma boa regra prática, mas não é uma lei universal — e é por isso que existem exceções.

Passo 3

Resposta direta antes de detalhar: Sim — existem exceções importantes à regra do octeto. Elas caem basicamente em três categorias:
  1. espécies com número ímpar de elétrons (radicais),
  2. moléculas com octeto incompleto (átomos que ficam com menos de 8 elétrons),
  3. moléculas com octeto expandido (átomos que têm mais de 8 elétrons).
    Nos passos seguintes eu explico cada uma, com exemplos e o porquê físico/energético.

Passo 4

Exceção 1 — espécies com número ímpar de elétrons (radicais): motivo e exemplo.
  • Motivo: quando a soma dos elétrons de valência do conjunto é ímpar, não é possível dar 8 elétrons para todos os átomos ao desenhar uma estrutura de Lewis; um elétron ficará desemparelhado. Essas espécies são chamadas de radicais e costumam ser reativas.
  • Exemplo concreto: \mathrm{NO}. Contagem de elétrons de valência: \mathrm{N}=5, \mathrm{O}=6, total 5+6=11 elétrons de valência (ímpar). Logo você não pode fazer todos os átomos com octeto completo — sobra um elétron não pareado no conjunto, e o resultado é uma molécula radical com comportamento químico particular.
  • Dica prática para prova: ao contar elétrons e ver um total ímpar, pense imediatamente em radical — não force octetos completos.

Passo 5

Exceção 2 — octeto incompleto (átomos com menos de 8 elétrons): motivo e exemplos.
  • Motivo: certos átomos têm poucos elétrons de valência e formam poucas ligações por motivos de energia e tamanho; para eles, permanecer com menos de 8 pode ser mais estável do que tentar completar o octeto. Isso é típico de elementos pequenos e com baixa electronegatividade no grupo 2 e 13 (ex.: \mathrm{Be},\\ \mathrm{B}).
  • Exemplos: \mathrm{BeCl_2} e \mathrm{BF_3}.
    • Para \mathrm{BeCl_2}: \mathrm{Be} tem 2 elétrons de valência; ao ligar com duas Cl, o berílio fica rodeado por 4 elétrons, não 8. A estrutura linear com Be tendo 4 elétrons é estável sob condições normais.
    • Para \mathrm{BF_3}: contagem \mathrm{B}=3 e cada \mathrm{F}=7 → total 3 + 3\cdot7 = 24 elétrons. Mesmo assim, o boro frequentemente aparece com apenas 6 elétrons ao redor (três ligações simples). O motivo é que formar ligações adicionais que colocariam cargas formais altas ou desalinhariam energias não compensa; o composto aceita reagir com bases (ex.: formar \mathrm{BF_4^-}) para completar o octeto quando necessário.
  • Dica prática: se o átomo central é \mathrm{Be} ou \mathrm{B} (ou, às vezes, \mathrm{Al}), espere octeto incompleto e verifique possibilidade de adutos/complexação.

Passo 6

Exceção 3 — octeto expandido (mais de 8 elétrons): motivo e exemplos.
  • Motivo clássico (antigo): átomos a partir do terceiro período (a partir do silício \mathrm{Si}) teriam orbitais d disponíveis ( 3d) para acomodar elétrons extras, permitindo mais de 8 elétrons.
  • Visão moderna e mais correta: o uso de orbitais d como explicação simples é insuficiente; o que importa são razões energéticas e de tamanho/eletronegatividade — átomos centrais maiores e menos eletronegativos (p.ex. \mathrm{P},\\ \mathrm{S},\\ \mathrm{Cl} no terceiro período ou elementos mais pesados) conseguem acomodar densidade eletrônica adicional com custo energético menor. Assim, ligações adicionais ou estruturas com mais pares de elétrons ao redor podem ser estáveis.
  • Exemplos claros: \mathrm{PCl_5} (fósforo com 10 elétrons em sua camada de valência), \mathrm{SF_6} (enxofre com 12 elétrons), \mathrm{ClF_3}, \mathrm{XeF_4} (xenônio forma compostos porque é grande e relativamente polarizável).
  • Dica prática: se o átomo central é do terceiro período ou além e é relativamente grande, considere a possibilidade de octeto expandido.

Passo 7

Outros pontos importantes e sutilezas (para não se confundir na prova):
  • Compostos com cargas formais e ressonância: em algumas estruturas (ex.: \mathrm{SO_4^{2-}}), a representação com ligações duplas ao enxofre faz parecer que o enxofre tem octeto expandido; contudo, uma descrição equivalente por ressonância distribui cargas e densidade eletrônica entre os oxigênios. A interpretação real combina estruturas de ressonância e descrição por orbital molecular — não precisa insistir que “S tem 12 elétrons” mecanicamente; trate com cuidado.
  • Segundo período (C, N, O, F) raramente expandem o octeto (falta de orbitais disponíveis); portanto, se o átomo é \mathrm{C},\\ \mathrm{N},\\ \mathrm{O} ou \mathrm{F}, espere que a regra do octeto valha na maioria dos casos, exceto radicais.
  • Energia e estabilidade: sempre pense em custo energético — às vezes colocar mais elétrons em torno de um átomo é possível, mas energeticamente não compensa; por isso, algumas estruturas alternativas (íon complexado, ligações coordenadas, ressonância) aparecem.

Passo 8

Como aplicar isso rapidamente numa prova (check-list prático):
  1. Conte elétrons de valência totais.
  2. Se o total for ímpar → radical (ex.: \mathrm{NO}) → exceção.
  3. Trace uma estrutura básica de Lewis assumindo ligações simples; conte elétrons ao redor do átomo central.
  4. Se o central ficar com menos de 8 e for \mathrm{B} ou \mathrm{Be} → provavelmente octeto incompleto (ex.: \mathrm{BF_3}, \mathrm{BeCl_2}). Pense em adutos.
  5. Se o central está no 3º período ou além e aparece com >8 elétrons, considere octeto expandido (ex.: \mathrm{PCl_5},\\ \mathrm{SF_6}). Verifique formal charges e estabilidade.
  6. Se houver possibilidade de ressonância que reduza carga formal, escreva as formas de ressonância (ex.: \mathrm{SO_4^{2-}}).
    Esse procedimento te ajuda a concluir rápido e com segurança.

Passo 9

Exemplos resolvidos rapidinho (pra ficar na memória):
  • \mathrm{NO}: total 11 elétrons → radical → não dá octeto para ambos.
  • \mathrm{BF_3}: B termina com 6 elétrons → octeto incompleto; reage formando \mathrm{BF_4^-} se ganhar um par.
  • \mathrm{SF_6}: S no terceiro período consegue acomodar 12 elétrons ao redor → octeto expandido — molécula estável e simétrica.

Passo 10

Resumo motivacional e dica final: sim, há exceções — e elas têm explicações baseadas em contagem de elétrons, tamanho do átomo central, energia das orbitais e distribuição eletrônica (ressonância/mecanismos de ligação). Para a prova: conte elétrons, identifique se o total é ímpar, veja o período do átomo central e calcule cargas formais. Isso resolve a maioria dos casos. Você consegue — conte com esse checklist para ganhar tempo na prova!

Resposta

Sim — existem exceções: (1) radicais (espécies com número ímpar de elétrons, ex.: \mathrm{NO}), (2) octeto incompleto (átomos pequenos como \mathrm{Be},\\ \mathrm{B} que ficam com menos de 8 elétrons, ex.: \mathrm{BF_3},\\ \mathrm{BeCl_2}), e (3) octeto expandido (átomos do 3.º período em diante que acomodam mais de 8 elétrons por razões energéticas/tamanho, ex.: \mathrm{PCl_5},\\ \mathrm{SF_6}).

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