As ligações químicas são interações complexas entre dois ou mais átomos ou iões, que reduzem a energia potencial da molécula. Gilbert N. Lewis desenvolveu um modelo chamado o modelo de Lewis que simplificou a representação da formação de ligações químicas e forneceu explicações claras para as ligações químicas vistas na maioria dos compostos comuns. 

Modelo de Lewis

O modelo de Lewis retrata a formação de ligações químicas através da partilha ou transferência de eletrões de valência, o que ajuda a alcançar uma configuração eletrónica estável. Uma ligação iónica é formada quando os eletrões são transferidos entre um metal e um não metal, enquanto que uma ligação covalente é formada quando os eletrões são partilhados entre dois não metais.

O modelo de Lewis é usado exclusivamente para descrever formações de ligações sem ter em conta as mudanças de energia associadas às atrações e repulsões entre eletrões e núcleos em átomos vizinhos. Embora estas interações sejam centrais para as ligações químicas, a determinação exacta dos valores é complexa. Em vez disso, Lewis projetou desenhos especiais para representar ligações químicas usando eletrões de valência, chamados símbolos de Lewis. 

Símbolos de Lewis

Os símbolos de Lewis descrevem as configurações de eletrões de valência de átomos e iões monatómicos. Um símbolo de Lewis consiste em um símbolo elementar rodeado por um ponto por cada um dos seus eletrões de valência. Por exemplo, o sódio tem um eletrão de valência; portanto, é desenhado um ponto à volta do símbolo Na. 

Para os elementos do grupo principal, o número de eletrões de valência é indicado por um número de grupo com letras da tabela periódica. Por exemplo, o lítio (Li) pertence ao grupo IA e tem um eletrão; o berílio (Be) é um elemento do grupo IIA e tem dois eletrões de valência. 

Há excepções ao modelo de Lewis. No hélio, o número de eletrões de valência não é o mesmo que o número do grupo. Os metais de transição, lantanídeos, e actinídeos têm camadas interiores preenchidas por completo; portanto, não podem ser escritos em símbolos de pontos de Lewis simples. 

A Regra do Octeto

As moléculas de halogéneos (F₂, Br₂, I₂, e At₂) formam ligações como as da molécula de cloro: uma ligação simples entre átomos e três pares isolados de eletrões por átomo. Isto permite que cada átomo de halogéneo tenha uma configuração eletrónica de gás nobre. A tendência dos átomos do bloco s ou p para formarem ligações suficientes para obter oito eletrões de valência é conhecida como a regra do octeto. A regra do octeto prevê as combinações de átomos que terão menor energia potencial quando se ligam.

O número de ligações que um átomo pode formar pode ser previsto muitas vezes a partir do número de eletrões necessários para alcançar um octeto (oito eletrões de valência); isto é especialmente verdadeiro para os não metais do segundo período da tabela periódica (C, N, O, e F). 

• Os elementos do grupo 14 têm quatro eletrões na sua camada mais exterior e, portanto, precisam de mais quatro eletrões para alcançar um octeto. Estes quatro eletrões podem ser obtidos através da formação de quatro ligações covalentes, como o carbono no CH₄ (metano) e o silício no SiH₄ (silano). 
• Os elementos do grupo 15, como o nitrogénio, têm cinco eletrões de valência no símbolo de Lewis atómico: Um par isolado e três eletrões não emparelhados. Estes átomos formam três ligações covalentes, como no NH₃ (amoníaco). 
• Os elementos do grupo 16, como o oxigénio e outros átomos, obtêm um octeto formando duas ligações covalentes - como a ligação com dois átomos de hidrogénio em H₂O (água).

Existem excepções à regra octeto. Como o hidrogénio só precisa de dois eletrões para encher a sua camada de valência, é uma excepção à regra do octeto. Neste caso, diz-se que o hidrogénio atingiu um dueto. Os elementos de transição e os elementos de transição interna também não seguem a regra do octeto.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Chapter 7.3: Lewis Symbols and Structures.