7.1: Ligação iônica

Objetivos de

• Explicar a formação de cátions, ânions e compostos iônicos
• Preveja a carga de elementos metálicos e não metálicos comuns e escreva suas configurações eletrônicas

Como você aprendeu, os íons são átomos ou moléculas que carregam uma carga elétrica. Um cátion (um íon positivo) se forma quando um átomo neutro perde um ou mais elétrons de sua camada de valência e um ânion (um íon negativo) se forma quando um átomo neutro ganha um ou mais elétrons em sua camada de valência.

Compostos compostos de íons são chamados de compostos iônicos (ou sais), e seus íons constituintes são mantidos juntos por ligações iônicas: forças eletrostáticas de atração entre cátions e ânions de carga oposta. As propriedades dos compostos iônicos esclarecem a natureza das ligações iônicas. Os sólidos iônicos apresentam uma estrutura cristalina e tendem a ser rígidos e quebradiços; eles também tendem a ter altos pontos de fusão e ebulição, o que sugere que as ligações iônicas são muito fortes. Os sólidos iônicos também são maus condutores de eletricidade pelo mesmo motivo: a força das ligações iônicas impede que os íons se movam livremente no estado sólido. A maioria dos sólidos iônicos, entretanto, se dissolve rapidamente na água. Uma vez dissolvidos ou derretidos, os compostos iônicos são excelentes condutores de eletricidade e calor porque os íons podem se mover livremente.

Os átomos neutros e seus íons associados têm propriedades físicas e químicas muito diferentes. Os átomos de sódio formam o metal sódico, um metal branco prateado macio que queima vigorosamente no ar e reage explosivamente com a água. Os átomos de cloro formam o gás cloro, Cl ₂, um gás amarelo-esverdeado que é extremamente corrosivo para a maioria dos metais e muito venenoso para animais e plantas. A reação vigorosa entre os elementos sódio e cloro forma o composto branco cristalino cloreto de sódio, sal de mesa comum, que contém cátions de sódio e ânions cloreto (Figura Figura\(\PageIndex{1}\)). O composto composto por esses íons apresenta propriedades totalmente diferentes das propriedades dos elementos sódio e cloro. O cloro é venenoso, mas o cloreto de sódio é essencial para a vida; os átomos de sódio reagem vigorosamente com a água, mas o cloreto de sódio simplesmente se dissolve na água.

Figura\(\PageIndex{1}\): (a) O sódio é um metal macio que deve ser armazenado em óleo mineral para evitar a reação com o ar ou a água. (b) O cloro é um gás amarelo-esverdeado pálido. (c) Quando combinados, eles formam cristais brancos de cloreto de sódio (sal de mesa). (crédito a: modificação do trabalho de “Jurii” /Wikimedia Commons)

A formação de compostos iônicos

Os compostos iônicos binários são compostos por apenas dois elementos: um metal (que forma os cátions) e um não metal (que forma os ânions). Por exemplo, o NaCl é um composto iônico binário. Podemos pensar na formação desses compostos em termos das propriedades periódicas dos elementos. Muitos elementos metálicos têm potenciais de ionização relativamente baixos e perdem elétrons facilmente. Esses elementos ficam à esquerda em um período ou perto da parte inferior de um grupo na tabela periódica. Átomos não metálicos têm afinidades eletrônicas relativamente altas e, portanto, ganham prontamente elétrons perdidos por átomos de metal, preenchendo assim suas camadas de valência. Elementos não metálicos são encontrados no canto superior direito da tabela periódica.

Como todas as substâncias devem ser eletricamente neutras, o número total de cargas positivas nos cátions de um composto iônico deve ser igual ao número total de cargas negativas em seus ânions. A fórmula de um composto iônico representa a razão mais simples do número de íons necessários para fornecer números idênticos de cargas positivas e negativas. Por exemplo, a fórmula do óxido de alumínio, Al ₂ O ₃, indica que esse composto iônico contém dois cátions de alumínio, Al ^{3 +}, para cada três ânions de óxido, O ²⁻ [portanto, (2 × +3) + (3 × —2) = 0].

É importante observar, no entanto, que a fórmula de um composto iônico não representa o arranjo físico de seus íons. É incorreto se referir a uma “molécula” de cloreto de sódio (NaCl) porque não há uma única ligação iônica, per se, entre qualquer par específico de íons sódio e cloreto. As forças de atração entre os íons são isotrópicas - as mesmas em todas as direções - o que significa que qualquer íon em particular é igualmente atraído por todos os íons próximos de carga oposta. Isso faz com que os íons se organizem em uma estrutura de rede tridimensional fortemente ligada. O cloreto de sódio, por exemplo, consiste em um arranjo regular de números iguais de cátions Na ⁺ e ânions Cl ^— (Figura Figura\(\PageIndex{2}\)).

Figura\(\PageIndex{2}\): Os átomos no cloreto de sódio (sal comum de mesa) são organizados para (a) maximizar a interação de cargas opostas. As esferas menores representam íons de sódio, as maiores representam íons cloreto. Na visão expandida (b), a geometria pode ser vista com mais clareza. Observe que cada íon está “ligado” a todos os íons circundantes — seis neste caso.

Dois diagramas são mostrados e rotulados como “a” e “b”. O diagrama a mostra um cubo composto por vinte e sete esferas roxas e verdes alternadas. As esferas roxas são menores que as esferas verdes. O diagrama b mostra as mesmas esferas, mas desta vez elas estão espalhadas e conectadas em três dimensões por hastes brancas. As esferas roxas são rotuladas como “N sinal positivo sobrescrito”, enquanto as verdes são rotuladas como “C l sinal negativo sobrescrito”.

A forte atração eletrostática entre os íons Na ⁺ e Cl ^— os mantém firmemente juntos em NaCl sólido. Ele requer 769 kJ de energia para dissociar um mol de NaCl sólido em íons ^Na+ e Cl ^— gasosos separados:

\[\ce{NaCl}(s)⟶\ce{Na+}(g)+\ce{Cl-}(g)\hspace{20px}ΔH=\mathrm{769\:kJ} \nonumber \]

Estruturas eletrônicas de cátions

Ao formar um cátion, um átomo de um elemento do grupo principal tende a perder todos os seus elétrons de valência, assumindo assim a estrutura eletrônica do gás nobre que o precede na tabela periódica. Para os grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalino-terrosos), os números dos grupos são iguais ao número de elétrons da camada de valência e, consequentemente, às cargas dos cátions formados a partir dos átomos desses elementos quando todos os elétrons da camada de valência são removidos. Por exemplo, o cálcio é um elemento do grupo 2 cujos átomos neutros têm 20 elétrons e uma configuração eletrônica de estado fundamental de 1 s ² 2 2 p ⁶ 3 s ² p ⁶ 4 s ² . Quando um átomo de Ca perde seus dois elétrons de valência, o resultado é um cátion com 18 elétrons, uma carga 2+ e uma configuração eletrônica de 1 s ^{2 2} 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶. O íon Ca ^{2 +} é, portanto, isoeletrônico com o gás nobre Ar.

Para os grupos 12—17, os números dos grupos excedem o número de elétrons de valência em 10 (considerando a possibilidade de subcamadas d completas em átomos de elementos no quarto período e maiores). Assim, a carga de um cátion formado pela perda de todos os elétrons de valência é igual ao número do grupo menos 10. Por exemplo, o alumínio (no grupo 13) forma 3+ íons (Al ^{3 +}).

As exceções ao comportamento esperado envolvem elementos na parte inferior dos grupos. Além dos íons esperados Tl ^{3 +}, Sn ^{4 +}, Pb ^{4 +} e Bi ^{5 +}, uma perda parcial dos elétrons da camada de valência desses átomos também pode levar à formação de Tl ⁺, Sn ^{2 +} Íons, Pb ^{2 +} e Bi ^{3 +}. A formação desses cátions 1+, 2+ e 3+ é atribuída ao efeito do par inerte, que reflete a energia relativamente baixa do par de elétrons de valência para átomos dos elementos pesados dos grupos 13, 14 e 15. Mercúrio (grupo 12) também apresenta um comportamento inesperado: ele forma um íon diatômico\(\ce{Hg_2^2+}\) (um íon formado por dois átomos de mercúrio, com uma ligação Hg-Hg), além do esperado íon monoatômico Hg ²⁺ (formado a partir de apenas um átomo de mercúrio).

Os elementos metálicos de transição e de transição interna se comportam de forma diferente dos elementos do grupo principal. A maioria dos cátions de metais de transição tem 2+ ou 3+ cargas que resultam da perda de seu (s) elétron (s) s externo (s) primeiro, às vezes seguido pela perda de um ou dois elétrons d da camada mais próxima para a mais externa. Por exemplo, ferro (1 s ^{2 2} s ² p ⁶ 3 s 2 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁶ 4 s ²) forma o íon Fe ^{2 +} (1 s) ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁶) pela perda dos elétrons 4 s e do íon Fe ^{3 +} (1 s ^{2 2 2}) s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵) pela perda dos elétrons 4 s e um dos elétrons 3 d. Embora os orbitais d dos elementos de transição sejam - de acordo com o princípio de Aufbau - os últimos a serem preenchidos ao construir configurações de elétrons, os elétrons s mais externos são os primeiros a serem perdidos quando esses átomos ionizam. Quando os metais de transição internos formam íons, eles geralmente têm uma carga 3+, resultante da perda de seus elétrons s mais externos e de um elétron d ou f.

Exemplo\(\PageIndex{1}\): Determining the Electronic Structures of Cations

Há pelo menos 14 elementos categorizados como “oligoelementos essenciais” para o corpo humano. Eles são chamados de “essenciais” porque são necessários para funções corporais saudáveis, “vestígios” porque são necessários apenas em pequenas quantidades e “elementos”, apesar de serem realmente íons. Dois desses oligoelementos essenciais, cromo e zinco, são necessários como Cr ^{3 +} e Zn ^{2 +}. Escreva as configurações eletrônicas desses cátions.

Solução

Primeiro, escreva a configuração eletrônica para os átomos neutros:

• Zn: [Ar] 3 x ¹⁰ 4 x ²
• Carro: [Ar] 3 d ⁵ 4 s ¹

Em seguida, remova os elétrons do orbital de maior energia. Para os metais de transição, os elétrons são removidos primeiro do orbital s e depois do orbital d. Para os elementos do bloco p, os elétrons são removidos dos orbitais p e depois do orbital s. O zinco é um membro do grupo 12, então deve ter uma carga de 2+ e, portanto, perde apenas os dois elétrons em seu orbital s. O cromo é um elemento de transição e deve perder seus elétrons s e depois seus elétrons d ao formar um cátion. Assim, encontramos as seguintes configurações eletrônicas dos íons:

• Zn ^{2 +}: [Ar] 3 x ¹⁰
• Cr ^{3 +}: [Ar] 3 x ³

Exercício\(\PageIndex{1}\)

Potássio e magnésio são necessários em nossa dieta. Escreva as configurações eletrônicas dos íons esperados desses elementos.

Resposta

K ⁺: [Ar], Mg ^{2 +}: [Não]

 

Estruturas eletrônicas de ânions

A maioria dos ânions monoatômicos se forma quando um átomo neutro não metálico ganha elétrons suficientes para preencher completamente seus orbitais s e p externos, atingindo assim a configuração eletrônica do próximo gás nobre. Assim, é simples determinar a carga em um íon tão negativo: A carga é igual ao número de elétrons que devem ser obtidos para preencher os orbitais s e p do átomo pai. O oxigênio, por exemplo, tem a configuração eletrônica 1 s ² 2 ² p ⁴, enquanto o ânion oxigênio tem a configuração eletrônica do gás nobre néon (Ne), 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶. Os dois elétrons adicionais necessários para preencher os orbitais de valência dão ao íon óxido a carga de 2— (O ^2—).

Exemplo\(\PageIndex{2}\): Determining the Electronic Structure of Anions

O selênio e o iodo são dois oligoelementos essenciais que formam ânions. Escreva as configurações eletrônicas dos ânions.

Solução

Veja ^{2 —}: [Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶

I ^—: [Kr] 4 d ¹⁰ 5 s ² 5 p ⁶

Exercício\(\PageIndex{2}\)

Escreva as configurações eletrônicas de um átomo de fósforo e seu íon negativo. Dê a carga no ânion.

Resposta

P: [Novo] 3 x ² 3 p ³

P ^3—: [Ne] 3 x ² 3 p ⁶

 

Resumo

Os átomos ganham ou perdem elétrons para formar íons com configurações eletrônicas particularmente estáveis. As cargas dos cátions formados pelos metais representativos podem ser determinadas prontamente porque, com poucas exceções, as estruturas eletrônicas desses íons têm uma configuração de gás nobre ou uma camada de elétrons completamente preenchida. As cargas dos ânions formados pelos não metais também podem ser facilmente determinadas porque esses íons se formam quando átomos não metálicos ganham elétrons suficientes para preencher suas camadas de valência.

Glossário

efeito de par inerte

tendência de átomos pesados formarem íons nos quais seus elétrons de valência não são perdidos

ligação iônica

forte força eletrostática de atração entre cátions e ânions em um composto iônico