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Os elementos da coluna 4A têm quatro elétrons na última camada. Eles não apresentam tendên-
cia nem para perder nem para ganhar elétrons. Por esse motivo, quando esses elementos se unem a
outros para atingir um octeto completo, tendem a não formar ligações iônicas.
2.3. O tamanho do íon
Quando um átomo perde elétrons, o núcleo passa a atrair mais intensamente os elétrons restantes;
desse modo, o diâmetro ou raio do cátion é sempre menor que o diâmetro ou raio do átomo
original. Ao contrário, quando um átomo recebe elétrons, a carga total da eletrosfera (negativa) torna-
se maior do que a carga do núcleo (positiva); desse modo, a atração do núcleo sobre o conjunto dos
elétrons é menor e, conseqüentemente, o raio do ânion é sempre maior que o raio do átomo origi-
nal. Por exemplo, no caso do cloreto de sódio (esquema com uso de cores-fantasia):
Átomo Na0
190 99
Átomo Cl0
Raios atômicos
95 181
Cátion Na+ Ânion Cl –
Raios iônicos
(Raios atômicos e iônicos dados em picômetros (pm); 1 pm % 10#12 m)
Os gráficos seguintes mostram outras comparações entre raios atômicos e iônicos:
Quando temos vários íons, todos com o mesmo número de elétrons (íons isoeletrônicos), o raio
iônico irá diminuindo na proporção em que a carga positiva do núcleo for superando a carga total
da eletrosfera. Por exemplo:
F –O2– Na+ Mg2+ Al3+
Íons
Número atômico
(carga positiva do núcleo)
8 9 11 12 13
Aumenta
Número total de elétrons
(carga negativa da eletrosfera)
10 10 10 10 10
Número de camadas eletrônicas 2 2 2 2 2
Raio iônico (pm) 140 136 95 65 50
Diminui
Raio
(pm)
250
200
150
100
50
10 20 30 40 50 600
Li+
Número
atômico
Cátions
Na+
K+
Rb+
Cs+
Li
Na
K
Rb
Cs
Átomos neutros
Metais alcalinos
250
200
150
100
50
10 20 30 40 50 600
F–
F
Cl
Br
I
Cl–
Br–
I–
Ânions
Átomos neutros
Número
atômico
Raio
(pm)
Halogênios
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141Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
Atenção: Consulte os dados da Tabela Periódica sempre
que necessário.
5 O átomo de alumínio tem configuração eletrônica
2 — 8 — 3; o de oxigênio, 2 — 6. Quais são as configu-
rações dos íons formados? Qual é a fórmula do compos-
to resultante?
6 (Mackenzie-SP) Para que os átomos de enxofre e potás-
sio adquiram configuração eletrônica igual à dos gases
nobres, é necessário que:
(Dados: número atômico S % 16; K % 19.)
a) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio receba
7 elétrons.
b) o enxofre ceda 6 elétrons e que o potássio receba
7 elétrons.
c) o enxofre ceda 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
d) o enxofre receba 6 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
e) o enxofre receba 2 elétrons e que o potássio ceda 1 elé-
tron.
7 (U. Católica Dom Bosco-MS) Um elemento de configura-
ção 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 possui forte tendência para:
a) perder 5 elétrons. d) ganhar 2 elétrons.
b) perder 1 elétron. e) ganhar 1 elétron.
c) perder 2 elétrons.
Exercício resolvido
1 (FEI-SP) Explicar por que o íon sódio (Na") é muito
mais estável que o átomo de sódio (Na0).
Resolução
O sódio (Na0) tem configuração eletrônica 2 — 8 — 1.
Ao se transformar em íon de sódio (Na"), a configu-
ração passa a 2 — 8, idêntica à do gás nobre neônio,
que é bastante estável.
2 (UFF-RJ) Para que um átomo neutro de cálcio se transfor-
me no íon Ca2", ele deve:
a) receber dois elétrons; d) perder dois prótons;
b) receber dois prótons; e) perder um próton.
c) perder dois elétrons;
3 (UFRGS-RS) Ao se compararem os íons K" e Br# com os
respectivos átomos neutros de que se originaram, pode-
se verificar que:
a) houve manutenção da carga nuclear de ambos os íons.
b) o número de elétrons permanece inalterado.
c) o número de prótons sofreu alteração em sua quan-
tidade.
d) ambos os íons são provenientes de átomos que per-
deram elétrons.
e) o cátion originou-se do átomo neutro a partir do re-
cebimento de um elétron.
Exercício resolvido
4 Os elementos A e B apresentam as seguintes confi-
gurações eletrônicas:
A: 2 — 8 — 8 — 2 e B: 2 — 8 — 7
Qual é a fórmula esperada para o composto forma-
do entre esses dois elementos e qual seria a ligação
envolvida?
Resolução
O elemento A tem 2 elétrons em sua última camada
eletrônica; sua tendência é perdê-los, transformando-
se no cátion A2". O elemento B tem 7 elétrons em sua
última camada; sua tendência é receber 1 elétron,
transformando-se no ânion B#. Conseqüentemente,
a fórmula esperada é AB2 e a ligação envolvida é iônica.
Exercício resolvido
8 (Fuvest-SP) Considere os íons isoeletrônicos: Li", H#,
B3" e Be2" (números atômicos: Li % 3; H % 1; B % 5;
Be % 4). Coloque-os em ordem crescente de raio
iônico, justificando a resposta.
Resolução
Os raios iônicos crescem na ordem decrescente dos
números atômicos, isto é, B3" ' Be2" ' Li" ' H#, pois
o mesmo número de elétrons (2) da camada K está
sendo atraído por uma carga nuclear cada vez menor.
9 (UFF-RJ) Dois ou mais íons ou, então, um átomo e um
íon que apresentam o mesmo número de elétrons deno-
minam-se espécies isoeletrônicas. Comparando-se as es-
pécies isoeletrônicas F#, Na", Mg2" e Al3", conclui-se que:
a) a espécie Mg2" apresenta o menor raio iônico;
b) a espécie Na" apresenta o menor raio iônico;
c) a espécie F# apresenta o maior raio iônico;
d) a espécie Al3" apresenta o maior raio iônico;
e) a espécie Na" apresenta o maior raio iônico.
EXERCÍCIOS Registre as respostas
em seu caderno
a) Quando um átomo adquire estabilidade?
b) O que é ligação iônica?
c) O que é eletrovalência?
d) Qual é a tendência que, geralmente, ocorre nos metais e que facilita a formação da
ligação iônica com um não-metal?
e) Qual é a tendência que, geralmente, ocorre nos não-metais e que facilita a formação
da ligação iônica com um metal?
f) O raio de um cátion é maior, menor ou igual ao do átomo correspondente?
g) O raio de um ânion é maior, menor ou igual ao do átomo correspondente?
REVISÃO Responda em
seu caderno
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10 (Esal-MG) Os íons Ca"2, Mg"2 e K"1 estão intimamente
relacionados com as características químicas do solo agrí-
cola, sendo importantes para a nutrição das plantas. (Nú-
meros atômicos: Ca % 20, Mg % 12, K % 19.) Das afir-
mativas abaixo, a correta é:
a) Ca"2 e K"1 são isoeletrônicos.
b) Ca"2 e Mg"2 são isoeletrônicos.
c) Mg"2 e K"1 são isoeletrônicos.
d) Ca"2, Mg"2 e K"1 são isoeletrônicos.
e) Ca"2, Mg"2 e K"1 apresentam o mesmo raio.
13 (U. Católica Dom Bosco-MS) Para adquirir configuração ele-
trônica de gás nobre, o átomo de número atômico 16 deve:
a) perder dois elétrons.
b) receber seis elétrons.
c) perder quatro elétrons.
d) receber dois elétrons.
e) perder seis elétrons.
14 (UFRRJ) Os íons são formados a partir das propriedades dos
elementos químicos. Observe as propriedades periódicas e
as configurações eletrônicas dos elementos abaixo e indi-
que o íon que será formado a partir de cada um deles.
a) Cl c) Zn
b) Ca d) K
15 (U. F. Santa Maria-RS) O elemento titânio (Z % 22) tem,
na sua camada de valência,
a) 2 elétrons em orbitais d.
b) 6 elétrons em orbitais p.
c) 2 elétrons em orbitais p.
d) 2 elétrons em orbital s.
e) 4 elétrons em orbitais d.
16 Em um composto, sendo A o cátion, B o ânion e A3B2 a
fórmula, provavelmente os átomos A e B, no estado nor-
mal, tinham, respectivamente, os seguintes números de
elétrons periféricos:
a) 3 e 2 d) 3 e 6
b) 2 e 3 e) 5 e 6
c) 2 e 5
17 (UFPA) Sejam os elementos X, com 53 elétrons, e Y, com
38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrô-
nica, podemos afirmar que o composto mais provável
formado pelos elementos é:
a) YX2 d) Y2X
b) Y3X2 e) YX
c) Y2X3
Exercício resolvido
11 (Acafe-SC) Num cristal de
NaCl, a menordistância en-
tre os núcleos dos íons Na"
e Cl# é 2,76 Å, e a distância
entre os dois íons cloreto que
se encostam é 3,26 Å.
Portanto, o raio do íon só-
dio é:
a) 2,76 Å d) 0,86 Å
b) 0,95 Å e) 6,38 Å
c) 3,62 Å
18 (Ufes) Para as espécies Br–, Rb", Se–2, Sr"2 e Kr, a ordem
crescente de carga nuclear e do raio iônico são, respecti-
vamente:
a) Se#2 ' Br# ' Kr ' Rb" ' Sr"2
Sr"2 ' Rb" ' Kr ' Br# ' Se#2
b) Sr"2 ' Rb" ' Kr ' Br# ' Se#2
Se#2 ' Br# ' Kr ' Rb" ' Sr"2
c) Br– ' Se#2 ' Kr ' Rb" ' Sr"2
Sr"2 ' Rb" ' Kr ' Br# ' Se#2
d) Br# ' Se#2 ' Kr ' Rb" ' Sr"2
Se#2 ' Br# ' Kr ' Rb" ' Sr"2
e) Se#2 ' Sr"2 ' Br# ' Rb" ' Kr
Se#2 ' Sr"2 ' Br# ' Rb" ' Kr
19 (Unicamp-SP) Mendeleyev, observando a periodicidade
de propriedades macroscópicas dos elementos químicos
e de alguns de seus compostos, elaborou a Tabela Perió-
dica. O mesmo raciocínio pode ser aplicado às proprie-
dades microscópicas. Na tabela a seguir, dos raios iônicos,
dos íons dos metais alcalinos e acalino-terrosos, estão fal-
tando os dados referentes ao Na" e ao Sr2". Baseando-se
nos valores da tabela, calcule, aproximadamente, os raios
iônicos desses cátions.
Cl –Na+
x = 2,76 Å
Cl –Cl –
y = 3,62 Å
Resolução
Se a distância entre dois íons cloreto é 3,26 Å
(ângstrom % 10#10 metro), então seu raio iônico será
3,26 9 2 % 1,81 Å. Da distância entre os núcleos Na"
e Cl#, que é 2,76 Å, subtraímos o raio iônico do Cl#
(1,81 Å) e teremos:
2,76 Å # 1,81 Å % 0,95 Å.
Alternativa b
12 (PUC-RS) Responda a esta questão a partir da tabela a
seguir, que apresenta os raios atômicos e iônicos de al-
guns elementos genéricos.
O exame da tabela mostra que, nesses casos, formam
ânions os elementos genéricos:
a) I e II c) I e IV e) III e IV
b) I e III d) II e III
Elementos
genéricos I II III IV
Raio
Atômico (Å) 1,57 0,66 1,06 2,03
Iônico (Å) 0,95 1,40 1,74 1,33
(1 picômetro (pm) % 1 # 10#12 m)
Sugestão: Devido à variação gradativa dos raios iônicos,
cada valor que falta na tabela dada é aproximadamente
igual à média aritmética entre o raio iônico que o prece-
de e o que o sucede na tabela.
Raios iônicos (pm)
Li" 60 Be2" 31
Na" — Mg2" 65
K" 133 Ca2" 99
Rb" 148 Sr2" —
Cs" 160 Ba2" 135
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES Registre as respostas
em seu caderno
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143Capítulo 6 • AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
3 LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR
3.1. Ligação covalente
Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do elemento hidrogênio (H)
para formar a molécula da substância simples hidrogênio (H2):
H " H H2
Eletronicamente (as figuras são representações esquemáticas):
Ou, abreviadamente:
Antes da reação
Átomo de hidrogênio
(1 elétron)
Após a reação
Átomo de hidrogênio
(1 elétron)
Molécula de hidrogênio
(2 elétrons, compartilhados)
Ou, ainda:
H Hx H Hx
Nesta última representação, o traço (—) está indicando o par de elétrons que os dois átomos de
hidrogênio passam a compartilhar. Assim, por comodidade, costuma-se representar uma ligação covalente
normal por um traço.
A molécula H2 é estável (isto é, os átomos não se separam) porque há um equilíbrio entre as forças
de atração elétrica (entre núcleos e elétrons) e as forças de repulsão elétrica (entre os dois núcleos e
entre os dois elétrons), como ilustramos na figura a seguir.
H Hx H H
+ +
–
–
Atrações entre cargas opostas:
Repulsões entre cargas iguais:
Na ligação covalente, entre átomos iguais, podemos falar também em raio covalente (r), como a
metade do comprimento da ligação (d ), isto é, metade da distância que separa os dois núcleos.
d
r
Observe, por fim, que cada átomo de hidrogênio dispõe de dois elétrons (o seu e o elétron com-
partilhado). Esses dois elétrons, contudo, já completam a camada K, que é a única de que o hidrogênio
dispõe. Desse modo, o hidrogênio adquire a configuração do gás nobre hélio.
Capitulo 06-QF1-PNLEM 6/7/05, 14:36143
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Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos do elemento cloro (Cl), for-
mando uma molécula de gás cloro (Cl2). Note que, no esquema, só estão representados os elétrons da
última camada eletrônica do cloro, isto é, sua camada de valência:
xCl ClClx
x x
x x
x
x Cl
x x
x x
x
x ou ClCl
Observamos que, na molécula final (Cl2), há um par de elétrons compartilhado pelos dois
átomos de cloro. Com isso, podemos dizer que cada átomo de cloro dispõe de seus sete elétrons mais
um elétron compartilhado, perfazendo então o octeto, que dá a cada átomo a configuração estável
de um gás nobre. Na molécula formada acima, os elétrons da última camada que não participam do
par eletrônico compartilhado são comumente chamados elétrons não-ligantes ou pares eletrôni-
cos isolados.
Consideremos, como terceiro exemplo, a formação da molécula da substância simples oxigênio (O2):
Cada átomo de oxigênio tem apenas seis elétrons na camada de valência. Os dois átomos se unem
compartilhando dois pares eletrônicos, de modo que cada átomo “exerça domínio” sobre oito elétrons.
Forma-se assim uma ligação dupla entre os átomos, que é indicada por dois traços na representação
O O (nos exemplos do H2 e do Cl2, o único par eletrônico comum constitui uma ligação simples).
Como quarto exemplo, vejamos a formação da molécula da substância simples nitrogênio (N2):
x
xO OOx
x
x x
x x
O ou
x x
x x
OO
Todos os exemplos dados até agora foram de
substâncias simples. No entanto, as ligações covalentes
aparecem ainda com maior freqüência entre as subs-
tâncias compostas, como passamos a ilustrar.
• Formação da molécula do cloridreto ou gás
clorídrico (HCl) (página ao lado; uso de co-
res-fantasia):
Gilbert Newton Lewis
Nasceu nos Estados Unidos em
1875. Foi professor de Química na
Universidade de Berkeley, na Cali-
fórnia. Lewis criou a teoria das liga-
ções covalentes imaginando os elé-
trons orientados em certas direções,
nas quais formariam ligações quími-
cas (1916). Importante também foi
sua nova teoria ácido-base (1923),
que ampliou os conceitos aceitos até
então. Lewis faleceu em 1946.
x
x
x
N x
xN
Fórmula de Lewis Fórmula estrutural plana Fórmula molecular
N N2N
xCl H ClHx (ou H Cl) B
E
TT
M
A
N
N
/ C
O
R
B
IS
-S
TO
C
K
P
H
O
TO
S
x
x
x
N NNx
x
x
x
x
x
xN ou NN
Cada átomo de nitrôgênio tem apenas cinco elétrons na camada periférica. Eles se unem compar-
tilhando três pares eletrônicos. Forma-se assim uma ligação tripla entre os átomos, que é indicada
pelos três traços na representação N N. Desse modo, cada átomo está com o octeto completo, pois
além de seus cinco elétrons, compartilha três elétrons com o átomo vizinho.
Concluindo, definimos:
Ligação covalente ou covalência é a união entre átomos estabelecida por pares
de elétrons.
Nesse tipo de ligação, a valência recebe o nome particular de covalência e corresponde ao número
de pares de elétrons compartilhados.
As fórmulas em que os elétrons aparecem indicados pelos sinais • e x são chamadas fórmulas
eletrônicas ou fórmulas de Lewis.
Quando os pares eletrônicos covalentes são representados por traços ( ), chamamos essas repre-
sentações de fórmulas estruturais planas; no último exemplo considerado:
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