Usando a tabela periódica, indique quantas ligações cada elemento pode realizar para se estabilizar em uma ligação química e justifique sua resposta.
Oxigênio (Grupo 6A → 6 \mathrm{e}^{-}no último nível. Faltam 2 \mathrm{e}^{-}. Faz duas ligações)

Passo 1

O enunciado pede: indicar quantas ligações cada elemento pode realizar para se estabilizar em uma ligação química e justificar a resposta. Foi dado um exemplo: oxigênio — \text{Grupo }6\text{A} \Rightarrow \,6\\ \mathrm{e}^- no último nível; faltam \,2\\ \mathrm{e}^-; faz \,2 ligações.
Informações relevantes fornecidas (diretamente ou implicitamente):
  • Foi usado o número de elétrons no último nível (elétrons de valência) retirado da tabela periódica.
  • A estabilização considerada é a obtenção de uma configuração tipo gás nobre (regra do octeto), salvo exceções.
  • O exemplo mostra a estratégia: contar elétrons de valência e ver quantos faltam até completar a configuração estável.

Passo 2

Conceito básico: elétrons de valência e regra do octeto.
  • Elétrons de valência: são os elétrons no nível energético mais externo de um átomo. Para os elementos do bloco s e p (grupos principais) dá-se: o número de elétrons de valência é igual ao número do grupo (em notação 1\text{A} a 8\text{A}) ou, equivalentemente, para grupos 13\text{–}18 é o último dígito do número do grupo. Por exemplo, \text{C} (grupo 4\text{A}) tem \,4\\ \mathrm{e}^- de valência; \text{O} (grupo 6\text{A}) tem \,6\\ \mathrm{e}^-. Sempre escreva isso para ficar seguro na prova.
  • Regra do octeto: muitos elementos do bloco p tendem a completar \,8\\ \mathrm{e}^- no nível externo para se estabilizar (configuração de gás nobre). Isso significa que, de modo simples, o número “esperado” de ligações covalentes que um átomo pode fazer costuma ser
\text{ligações típicas} = 8 - v,çõí
onde \,v é o número de elétrons de valência. Vou usar esta fórmula como ponto de partida.

Passo 3

Exceções e ajustes importantes (não pule isso na prova!):
  • Hidrogênio e hélio seguem a regra do dueto: querem \,2\\ \mathrm{e}^- no nível mais externo. Assim \text{H} forma \,1 ligação; \text{He} normalmente forma \,0.
  • Bérilio ( \text{Be}) e boro ( \text{B}) frequentemente não completam o octeto: \text{Be} tende a formar \,2 ligações (estado estável com 4\\ \mathrm{e}^- ao redor) e \text{B} costuma formar \,3 ligações (estado estável com 6\\ \mathrm{e}^- ao redor).
  • Elementos do terceiro período em diante (a partir de \text{Si}, \text{P}, \text{S}, \text{Cl}, …) podem expandir o octeto usando orbitais d: portanto podem formar mais ligações do que a conta 8-v sugere. Exemplos práticos: \text{P} tipicamente faz \,3 ligações mas pode fazer até \,5; \text{S} normalmente faz \,2 mas pode apresentar \,4 ou \,6 (pense em \mathrm{SF_6}); \text{Cl} normalmente faz \,1 mas pode formar compostos com estados de oxidação elevados (como \mathrm{ClO_3^-}, \mathrm{ClO_4^-}, etc.).
  • Gases nobres: \text{Ne}, \text{Ar}, etc., normalmente não fazem ligações ( \,0) em condições normais (há compostos raros dos gases nobres pesados, mas são exceções).

Passo 4

Regra prática para a prova (resumindo, enfileirando passos que você pode aplicar rápido):
  1. Identifique o elemento e seu grupo (do 1\text{A} ao 8\text{A}).
  2. Determine os elétrons de valência v. Escreva \,v explicitamente.
  3. Calcule \,8-v. Esse valor será o número típico de ligações covalentes para elementos do segundo período ( \text{Li} a \text{F}) e, em geral, para muitos elementos do bloco p.
  4. Verifique exceções: se o elemento for \text{H} use dueto; se for \text{Be} ou \text{B} aplique suas tendências; se for período 3+ pense se o elemento pode expandir o octeto (se a questão pedir “máximo possível”, mencione expansão; se pedir “para se estabilizar” normalmente considere a forma mais comum).
  5. Para metais alcalinos e alcalino-terrosos (grupos 1 e 2) frequentemente a “ligação” é iônica: eles “perdem” \,1 ou \,2\\ \mathrm{e}^-, então combinam com um número de ânions correspondente (isto é, formam 1 ou 2 ligações iônicas em termos de valência).

Passo 5

Aplicando o método a elementos comuns — vou listar o elemento, o número de elétrons de valência v, o cálculo e a conclusão típica (vou usar o mesmo estilo do exemplo do oxigênio):
  • \mathrm{H}: v=1. Regra do dueto → forma \,1 ligação.
  • \mathrm{He}: v=2. Já está estável → \,0 ligações (inerte).
  • \mathrm{Li} (grupo 1\text{A}): v=1. \,8-1=7 (mas Li segue estabilidade por perder \,1\\ \mathrm{e}^-); típica ligação (iônica) = \,1.
  • \mathrm{Be} (grupo 2\text{A}): v=2. \,8-2=6 (mas exceção: Be tende a formar \,2 ligações — fica estável com 4\\ \mathrm{e}^-).
  • \mathrm{B} (grupo 3\text{A}): v=3. \,8-3=5 (mas B costuma formar \,3 ligações, com octeto incompleto de 6\\ \mathrm{e}^-).
  • \mathrm{C} (grupo 4\text{A}): v=4. \,8-4=4 → forma tipicamente \,4 ligações covalentes (ex.: \mathrm{CH_4}).
  • \mathrm{N} (grupo 5\text{A}): v=5. \,8-5=3 → tipicamente \,3 ligações (ex.: \mathrm{NH_3}); pode também ter ligações e pares de elétrons como em \mathrm{NH_4^+} (4 ligações, com carga).
  • \mathrm{O} (grupo 6\text{A}): v=6. \,8-6=2 → faz \,2 ligações (ex.: \mathrm{H_2O}). (Isto é igual ao exemplo dado.)
  • \mathrm{F} (grupo 7\text{A}): v=7. \,8-7=1 → faz \,1 ligação (ex.: \mathrm{HF}).
  • \mathrm{Ne} (gás nobre): v=8. Já estável → \,0 ligações em condições normais.
  • \mathrm{Na} (grupo 1\text{A}): v=1. Perde \,1\\ \mathrm{e}^- → combina tipicamente com \,1 ligação iônica ( \mathrm{NaCl}).
  • \mathrm{Mg} (grupo 2\text{A}): v=2. Perde \,2\\ \mathrm{e}^- → ligado tipicamente a \,2 espécies (isto é, comportamento de \,2 “ligações” iônicas).
  • \mathrm{Al} (grupo 3\text{A}): v=3. \,8-3=5 (mas comportamento típico: \,3 ligações/valência).
  • \mathrm{Si} (grupo 4\text{A}, período 3): v=4. \,8-4=4 → tipicamente \,4 ligações (ex.: \mathrm{SiO_2} redes tetraédricas); pode participar de estruturas com coordenação maior em sólidos.
  • \mathrm{P} (grupo 5\text{A}, período 3): v=5. \,8-5=3 → tipicamente \,3 ligações (ex.: \mathrm{PH_3}); pode expandir o octeto e formar até \,5 ligações (ex.: \mathrm{PCl_5}).
  • \mathrm{S} (grupo 6\text{A}, período 3): v=6. \,8-6=2 → tipicamente \,2 ligações (ex.: \mathrm{H_2S}), mas pode formar \,4 ou \,6 ligações (ex.: \mathrm{SF_4}, \mathrm{SF_6}).
  • \mathrm{Cl} (grupo 7\text{A}, período 3): v=7. \,8-7=1 → tipicamente \,1 ligação (ex.: \mathrm{HCl}), mas pode formar compostos com ligações adicionais/estados de oxidação maiores (ex.: \mathrm{ClO_3^-}, \mathrm{ClO_4^-}, etc.; em alguns compostos de halogênio ele pode ter coordenações maiores).
  • \mathrm{Ar} (gás nobre): v=8. Normalmente \,0 ligações.

Passo 6

Dicas rápidas para a prova (pra você decorar e aplicar rápido):
  • Segunda linha (período 2, \mathrm{Li} a \mathrm{Ne}): aplique direto \,8-v (com exceções \mathrm{Li} perdeu \,1 e comporta-se ionicamente; \mathrm{Be} e \mathrm{B} são exceções).
  • Para elementos do terceiro período em diante, pense primeiro em \,8-v para o comportamento “típico”, depois considere se a questão pede “máximo” (então lembre-se da possibilidade de expansão do octeto: \mathrm{P} até \,5, \mathrm{S} até \,6, etc.).
  • Sempre escreva o número de elétrons de valência na resposta da prova; isso mostra ao examinador que você entendeu o raciocínio.

Resposta

\mathrm{H}: 1
\mathrm{He}: 0
\mathrm{Li}: 1
\mathrm{Be}: 2
\mathrm{B}: 3
\mathrm{C}: 4
\mathrm{N}: 3
\mathrm{O}: 2
\mathrm{F}: 1
\mathrm{Ne}: 0
\mathrm{Na}: 1
\mathrm{Mg}: 2
\mathrm{Al}: 3
\mathrm{Si}: 4
\mathrm{P}: 3 (típico; pode expandir até 5)
\mathrm{S}: 2 (típico; pode expandir até 4 ou 6)
\mathrm{Cl}: 1 (típico; pode formar estados com mais ligações em compostos oxigenados)
\mathrm{Ar}: 0

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