Usar estruturas de Lewis para mostrar a transferência de elétrons entre os seguintes átomos para formar cátions e ânions:
Na e F
Li e S
Ba e Cl
Al e O

Passo 1

O enunciado pede que eu mostre, usando estruturas de Lewis, como há transferência de elétrons entre os átomos indicados para formar cátions e ânions. Os pares são:
  • \mathrm{Na} e \mathrm{F}
  • \mathrm{Li} e \mathrm{S}
  • \mathrm{Ba} e \mathrm{Cl}
  • \mathrm{Al} e \mathrm{O}
O objetivo concreto: desenhar as estruturas de Lewis iniciais (com os elétrons de valência), mostrar as setas de transferência de elétrons (cada elétron como \mathrm{e^-}), e indicar os íons formados (com suas cargas) e a fórmula iônica resultante quando for necessário usar mais de um átomo para equilibrar cargas.

Passo 2

Primeira aula rápida sobre estruturas de Lewis (bem simples e prática).
  • O que são elétrons de valência? São os elétrons na camada externa do átomo; só eles participam na formação de íons e ligações. Vou indicar elétrons não pareados como \bullet e pares isolados como :.
  • Regra do octeto (regra prática): átomos do 2.º período tendem a ficar com 8 elétrons na camada externa (exceções existem, mas aqui usamos isso). Metais alcalinos do grupo 1 costumam perder 1 elétron; metais alcalino-terrosos do grupo 2 perdem 2; alumínio (grupo 13) tende a perder 3; halogênios (grupo 17) tendem a ganhar 1; oxigênio/Enxofre (grupo 16) tendem a ganhar 2.
  • Convenção de desenhos: escrevo o átomo e ao lado os elétrons de valência. Exemplo genérico: \mathrm{X\bullet\bullet} etc. Após a transferência, mostro os íons entre colchetes com carga, por exemplo \left[\mathrm{F}:\!:\!:\!:\right]^{-} para o ânion fluoreto com octeto completo.

Passo 3

  1. Contagem de elétrons de valência (peguei isso da tabela periódica):
    • \mathrm{Na}: \,1 elétron de valência. Represento como \mathrm{Na\bullet}.
    • \mathrm{F}: \,7 elétrons de valência. Represento como três pares e um elétron solteiro: \mathrm{:\!:\!:\!F\bullet}. (As três : são pares; o \bullet é o elétron não pareado.)
  2. Transferência de elétron (o metal perde, o halogênio ganha):
    • O sódio perde seu elétron: \mathrm{Na\bullet} \rightarrow \mathrm{Na}^+ + \mathrm{e^-}.
    • O flúor ganha esse elétron: \mathrm{:\!:\!:\!F\bullet} + \mathrm{e^-} \rightarrow \left[\mathrm{:\!:\!:\!F:}\right]^{-}.
  3. Resultado (verificando o octeto):
    • Íon cátio: \mathrm{Na}^+ (configuração eletrônica semelhante ao neônio, sem o elétron de valência).
    • Íon ânion: \left[\mathrm{F}:\!:\!:\!:\right]^{-} — cinco “marcas” mostradas como quatro pares no desenho final, ou seja, octeto completo.
    • Fórmula iônica simples: \mathrm{NaF} (uma transferência 1:1).

Passo 4

  1. Contagem de elétrons de valência:
    • \mathrm{Li}: \,1 elétron de valência, desenho \mathrm{Li\bullet}.
    • \mathrm{S}: \,6 elétrons de valência, desenho com duas pares e dois elétrons não pareados: \mathrm{:\!:\!S\bullet\bullet}. (Equivalente a duas : como pares e dois \bullet livres.)
  2. Quem precisa de quantos elétrons?
    • O enxofre precisa de 2 elétrons para completar o octeto (passa de 6 para 8). Cada lítio só pode doar 1 elétron. Logo são necessários 2 átomos de \mathrm{Li} para doar os 2 elétrons que o \mathrm{S} aceita.
  3. Transferência mostrando as setas:
    • Dois lítios: \mathrm{Li\bullet} + \mathrm{Li\bullet} \rightarrow 2\,\mathrm{Li}^+ + 2\,\mathrm{e^-}.
    • Enxofre aceita os dois elétrons: \mathrm{:\!:\!S\bullet\bullet} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \left[\mathrm{:\!:\!:\!S:}\right]^{2-}.
  4. Resultado (verificando o octeto):
    • Íons formados: 2\,\mathrm{Li}^+ e \mathrm{S}^{2-}.
    • Fórmula iônica: \mathrm{Li_2S}.
    • No ânion \left[\mathrm{S}\right]^{2-} o enxofre tem agora 8 elétrons ao redor (octeto).

Passo 5

  1. Contagem de elétrons de valência:
    • \mathrm{Ba} (bário, grupo 2): \,2 elétrons de valência, desenho \mathrm{Ba\bullet\bullet}.
    • \mathrm{Cl} (cloro, halogênio): \,7 elétrons de valência, desenho \mathrm{:\!:\!:\!Cl\bullet}.
  2. Transferência necessária:
    • Bário tende a perder 2 elétrons para virar \mathrm{Ba}^{2+}. Cada cloro aceita 1 elétron para ficar \mathrm{Cl}^-. Portanto são necessários dois átomos de \mathrm{Cl} para receber os dois elétrons de um átomo de \mathrm{Ba}.
  3. Reações de transferência:
    • Doação: \mathrm{Ba\bullet\bullet} \rightarrow \mathrm{Ba}^{2+} + 2\,\mathrm{e^-}.
    • Aceitação (cada cloro): \mathrm{:\!:\!:\!Cl\bullet} + \mathrm{e^-} \rightarrow \left[\mathrm{:\!:\!:\!Cl:}\right]^{-}.
  4. Resultado:
    • Íons: \mathrm{Ba}^{2+} e 2\,\mathrm{Cl}^-.
    • Fórmula iônica: \mathrm{BaCl_2}.
    • Cada \mathrm{Cl}^- alcança octeto; \mathrm{Ba}^{2+} perde seus dois elétrons de valência.

Passo 6

  1. Contagem de elétrons de valência:
    • \mathrm{Al} (alumínio, grupo 13): \,3 elétrons de valência, desenho \mathrm{Al\bullet\bullet\bullet}.
    • \mathrm{O} (oxigênio): \,6 elétrons de valência, desenho \mathrm{:\!:\!O\bullet\bullet} (duas pares e dois elétrons solteiros).
  2. Quem dá e quem recebe:
    • \mathrm{Al} tende a perder 3 elétrons para formar \mathrm{Al}^{3+}. \mathrm{O} tende a ganhar 2 elétrons para formar \mathrm{O}^{2-}. Como 3 e 2 não combinam diretamente 1:1, achamos a menor combinação inteira: mínimo múltiplo comum de 3 e 2 é 6.
    • Para fornecer 6 elétrons: são necessários 2 átomos de \mathrm{Al} (cada um doa 3, total 6). Para aceitar 6 elétrons: são necessários 3 átomos de \mathrm{O} (cada um aceita 2, total 6).
  3. Mostrando as transferências (esquemático):
    • Doação: 2\,\mathrm{Al\,(3\bullet)} \rightarrow 2\,\mathrm{Al}^{3+} + 6\,\mathrm{e^-}. (cada \mathrm{Al} doa 3 elétrons)
    • Aceitação: 3\,\mathrm{O} + 6\,\mathrm{e^-} \rightarrow 3\,\mathrm{O}^{2-}. (cada \mathrm{O} aceita 2 elétrons e alcança octeto)
  4. Resultado e fórmula iônica:
    • Íons: 2\,\mathrm{Al}^{3+} e 3\,\mathrm{O}^{2-}.
    • Fórmula iônica resultante (com cargas balanceadas): \mathrm{Al_2O_3}.
    • Verificação do octeto: cada \mathrm{O}^{2-} tem agora 8 elétrons ao seu redor; cada \mathrm{Al}^{3+} perdeu seus três elétrons de valência.

Passo 7

  • Passo a passo prático: (a) identificar elétrons de valência de cada átomo; (b) decidir quem tende a perder (metais) e quem tende a ganhar (não-metais); (c) desenhar pontos/lonrespondentes; (d) transferir elétrons com setas \mathrm{e^-} e escrever os íons entre colchetes com a carga; (e) se cargas não cancelarem 1:1, usar o menor múltiplo inteiro para encontrar quantos átomos de cada lado são necessários e escrever a fórmula iônica final.
  • Dica: sempre cheque o octeto do ânion e a perda dos elétrons de valência do cátion.

Resposta

\mathrm{Na}^+ e \mathrm{F}^- formando \mathrm{NaF}
2\,\mathrm{Li}^+ e \mathrm{S}^{2-} formando \mathrm{Li_2S}
\mathrm{Ba}^{2+} e 2\,\mathrm{Cl}^- formando \mathrm{BaCl_2}
2\,\mathrm{Al}^{3+} e 3\,\mathrm{O}^{2-} formando \mathrm{Al_2O_3}

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