Exceções à Regra do Octeto e Covalente Coordenada ou Dativa
Exceções à Regra do Octeto
A Regra do Octeto é um modelo útil para prever a formação de muitas ligações covalentes.
No entanto, existem situações em que ela não é obedecida. Aqui, exploramos as principais exceções:
1. Octeto incompleto (elementos que se estabilizam com menos de 8é)
Alguns átomos, especialmente os do grupo 13 (como o boro e o alumínio), formam compostos estáveis sem completar os oito elétrons na camada de valência. Por exemplo:
$BF_3$ (trifluoreto de boro):
O boro compartilha três pares de elétrons com os átomos de flúor.
Camada de valência do boro: 6 elétrons.
O $BF_3$ é estável, mas pode aceitar pares de elétrons em reações, funcionando como um ácido de Lewis.
$BeCl_2$ (dicloreto de berílio):
O berílio compartilha dois pares de elétrons com átomos de cloro.
Camada de valência do berílio: 4 elétrons.
Apesar de possuir menos de oito elétrons, o $BeCl_2$ é uma molécula estável devido à sua estrutura linear e às interações covalentes.
Conclusão: Be, B, Al são os principais exemplos de estabilidade com <8é.
2. Octeto expandido (elementos que se estabilizam com mais de 8é)
Elementos do 3º período para cima podem acomodar mais de oito elétrons em sua camada de valência.
Isso acontece porque possuem orbitais “d” disponíveis para receber elétrons.
$SF_6$ (hexafluoreto de enxofre):
O enxofre compartilha seis pares de elétrons com os átomos de flúor, totalizando 12 elétrons na camada de valência.
3. Radicais livres (elementos que se estabilizam com número ímpar de elétrons)
Radicais livres são espécies químicas com número ímpar de elétrons na camada de valência, deixando um elétron desemparelhado.
NO (óxido nítrico):
O nitrogênio contribui com 5 elétrons e o oxigênio com 6, totalizando 11 elétrons. Isso deixa o nitrogênio com um elétron desemparelhado.
NO₂ (dióxido de nitrogênio):
O nitrogênio contribui com 5 elétrons e cada oxigênio com 6, totalizando 17 elétrons.
Isso significa que o nitrogênio possui um elétron desemparelhado, tornando o NO₂ um radical livre.
N₂O (óxido nitroso):
O nitrogênio central no N₂O compartilha pares de elétrons de forma que não respeita totalmente a Regra do Octeto, dependendo da distribuição eletrônica.
4. Ligação Covalente Coordenada ou Dativa
A ligação covalente coordenada ocorre quando um dos átomos fornece os dois elétrons para formar a ligação, enquanto o outro apenas oferece um orbital vazio.
Se ainda não entendeu, tenha calma que no exemplo fica mais claro.
Exemplo clássico: $O_3$ x $SO_2$
O gás ozônio ($O_3$) é formado por três oxigênios e nós sabemos que cada oxigênio tem seis elétrons e quer ganhar mais dois para se estabilizar.
Vamos chamar os oxigênios de Oa, Ob e Oc, para título de explicação.
Imagina que as ligações começaram a se formar entre o Oa e o Ob.
Como eles querem ganhar mais dois elétrons, eles fizeram uma ligação covalente dupla.
Sendo assim, nesse exato momento, o Oa e o Ob possuem 8é, enquanto que o Oc possui 6é.
Qual o problema? O problema é que o oxigênio é do segundo período e ele não possui subnível “d”.
Logo, nenhum oxigênio pode se ligar com o Oc, pois eles já estão completamente preenchidos. E aí?
A solução mais plausível que os químicos encontraram para explicar esse tipo de molécula foi a ligação coordenada ou dativa.
O Oa decide dar dois elétrons para o Oc, de uma forma que o Oc esteja ganhando, mas que o Oa não esteja perdendo. Estranho demais!
É um pouco difícil de explicar, até porque a ligação dativa é algo teórico, nunca foi comprovado, de fato, que ela realmente existe.
A representação da ligação dativa é da seguinte maneira:
E no $SO_2$, o que acontece?
A molécula segue a mesma estrutura, já que são todos do grupo 16, tendo 6é na camada de valência e querendo receber 2é.
A diferença é que o enxofre pertence ao terceiro período e possui o subnível d, podendo expandir seu octeto.
Portanto, o enxofre faz quatro ligações, duas com cada oxigênio, e a molécula está perfeitamente estabilizada.
