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Combinações entre átomos: a ligação iônica Pré-requisitosPré-requisitos Você precisa dos conceitos ensinados na Aula 6 (especialmente o de elétrons de valência) para compreender esta aula. ob jet ivo s Defi nir os tipos de ligação química entre os átomos. Enunciar a regra do octeto e o seu signifi cado. Representar o símbolo de Lewis de átomo. Descrever a ligação iônica. Relacionar o tamanho de um íon com o do átomo neutro que o originou. 7AULA Esperamos que, após o estudo do conteúdo desta aula, você seja capaz de: Reconhecer se uma ligação química é iônica, covalente ou metálica. Escrever o símbolo de Lewis de um elemento através de informações da Tabela Periódica ou da confi guração eletrônica. Representar a formação de um composto iônico utilizando os símbolos de Lewis. Comparar o tamanho relativo de átomos e íons. M t d lMetas da aula Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 98 C E D E R J Nas aulas anteriores, você aprendeu a descrever a estrutura eletrônica e as propriedades de átomos e íons. Se os átomos ou íons são fortemente atraídos uns pelos outros, dizemos que existe uma ligação química entre eles. Nesta aula, você vai aprender a distinguir os tipos de ligação e conhecer a regra do octeto, uma regra básica para a formação da ligação química. Ela será usada para compreender o primeiro tipo de ligação que vamos estudar em nosso curso: a ligação iônica. TIPOS DE LIGAÇÃO QUÍMICA As propriedades das substâncias são determinadas, em grande parte, pelas ligações químicas que mantêm os átomos unidos. O açúcar (sacarose, C12H22O10) e o sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), por exemplo, são compostos totalmente diferentes. O que dá características tão marcantemente distintas a esses compostos é o tipo de ligação entre os átomos. As ligações entre os átomos de carbono, oxigênio e hidrogênio na sacarose têm um caráter totalmente diverso daquelas entre os átomos de cloro e de sódio no NaCl. INTRODUÇÃO O açúcar, por exemplo, tem baixo ponto de fusão; o sal de cozinha, alto. Se você colocar uma solução de açúcar entre dois eletrodos e tentar passar uma corrente, como mostrado na Figura 7.1, verá que a solução é má condutora elétrica; por outro lado, se a solução contiver sal de cozinha, a corrente fl ui com facilidade! Figura 7.1: Se a solução dentro do recipiente contiver açúcar, a corrente elétrica não passa; se contiver sal, ela passa com facilidade. Bateria C E D E R J 99 A U LA 7Existem três tipos gerais de ligação química: a. ligação iônica – é o resultado da ação de fortes forças eletrostáticas entre íons de carga oposta. Os íons podem ser formados a partir dos átomos neutros, pela transferência de elétrons de um átomo para outro. Este tipo de ligação ocorre normalmente entre os metais mais à esquerda e os não-metais mais à direita da Tabela Periódica; b. ligação covalente – é o resultado do compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre dois átomos. Ocorre normalmente entre os não-metais; c. ligação metálica – é a ligação encontrada nos metais, como no ferro, no cobre ou no alumínio. Neste tipo de ligação, cada átomo se liga a muitos outros átomos vizinhos. Os elétrons de ligação são relativamente livres para mover-se através da estrutura tridimensional do metal. 1. Determine o tipo de ligação entre os pares de elementos a seguir: a. carbono e oxigênio b. carbono e cloro c. magnésio e bromo d. magnésio e magnésio e. enxofre e enxofre __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ RESPOSTA COMENTADA Para resolver o exercício desta atividade, você precisa reconhecer se os elementos listados são metais ou não-metais. O estudo da Tabela Periódica (feito na Aula 6) permite que você identifi que os elementos da seguinte forma: metais: magnésio; não-metais: carbono, oxigênio, cloro, bromo e enxofre. Sabemos também que a ligação iônica se dá entre um metal e um não-metal; a covalente, entre não-metais; a metálica, entre metais. Então a resposta do exercício é: a. ligação covalente b. ligação covalente c. ligação iônica d. ligação metálica e. ligação covalente ATIVIDADE Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 100 C E D E R J SÍMBOLOS DE LEWIS Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são os elétrons de valência (lembre-se da Aula 6!), aqueles que estão na camada mais externa do átomo. O americano Gilbert N. Lewis (1875-1946) sugeriu uma forma simples de representar os elétrons de valência de um átomo e de acompanhá-los durante a formação da ligação química. Esta representação é conhecida como símbolo de Lewis, ou diagrama de pontos de Lewis. Símbolo de Lewis de um elemento = símbolo químico do elemento + um ponto para cada elétron de valência. ! A disposição dos elétrons em torno do símbolo de elemento é tal que: cada elétron ocupa um dos quatro lados do símbolo; se houver mais de quatro elétrons, preenche-se inicialmente os quatro lados com um elétron; os elétrons restantes entram a seguir, formando pares com cada um dos quatro primeiros. Será que este conceito ficou claro? Vamos trabalhar alguns exemplos para verifi car se você compreendeu o que foi dito. Exemplo 1: Escrever o símbolo de Lewis para o fósforo (P) Solução: consultando a Tabela Periódica, você pode verifi car que o fósforo pertence ao grupo 5A. Logo, ele tem cinco elétrons de valência (ele é um elemento representativo, como você aprendeu na aula anterior!). Colocamos cada um dos quatro primeiros elétrons em cada um dos lados do símbolo P; o último elétron fi ca emparelhado com qualquer um dos quatro primeiros. O resultado é: Obs.: Qualquer um dos diagramas mostrado está correto! Exemplo 2: Escrever o símbolo de Lewis do enxofre (S), que tem a seguinte confi guração eletrônica: S: 1s22s22p63s23p4 C E D E R J 101 A U LA 7Solução: neste caso, podemos determinar o número de elétrons de valência diretamente da confi guração eletrônica do elemento. Vemos pela confi guração dada que a última camada ocupada (n = 3) é também a mais externa (o enxofre é um elemento representativo). Esta camada tem seis elétrons ao todo. Logo, este é o número de elétrons de valência. O símbolo de Lewis para o enxofre é: Obs.: Ou qualquer representação com dois pares de elétrons emparelhados e dois desemparelhados, colocados nos quatro lados do símbolo. 2. Escreva o símbolo de Lewis do sódio (Na), do cloro (Cl), do carbono (C) e do neônio (Ne): __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ RESPOSTA COMENTADA Para resolver este exercício, você precisa consultar a Tabela Periódica e verifi car o grupo em que cada elemento se encontra. Se o elemento for representativo, o número do grupo a que ele pertence indica o número de elétrons de valência. O Na pertence ao grupo 1A, o Cl ao grupo 7A, o C ao grupo 4A e o Ne, por sua vez, ao grupo 8A. Todos são elementos representativos. Portanto, o número de elétrons de valência de cada um é o número do grupo a que pertence (Na = 1, Cl = 7, C = 4 e Ne = 8). Os símbolos de Lewis desseselementos são: No caso do Na, o elétron pode ser colocado em qualquer um dos lados do símbolo químico; da mesma forma, você pode trocar a posição do elétron solitário no cloro com qualquer par, resultando em quatro formas equivalentes de representação. Para o C e o Ne, só há uma forma de arrumar os elétrons. Observe as regras para a representação de um símbolo de Lewis e verifi que que, no caso do C, cada elétron deve entrar em um dos lados do símbolo do átomo. O Ne, por sua vez, possui oito elétrons de valência, que só podem ser arrumados como quatro pares de elétrons, um par em cada lado do símbolo. ATIVIDADE Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 102 C E D E R J A REGRA DO OCTETO Se você observar a confi guração eletrônica dos elementos do grupo 8A (os gases nobres), verá que eles têm oito elétrons de valência. A baixa reatividade destes elementos foi atribuída a essa confi guração eletrônica especial da camada de valência. Esta idéia tornou-se muito importante quando os cientistas observaram que as combinações químicas entre átomos dos elementos representativos se davam de forma que cada átomo, ao fi nal da combinação, atingia a confi guração de valência de um gás nobre. Estas observações levaram G.N. Lewis e outros cientistas a formular a regra do octeto. Regra do octeto: Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que tenham oito elétrons de valência. No caso do hidrogênio, cuja camada de valência é n = 1, o “octeto” fi ca completo com dois elétrons. ! Um octeto de elétrons consiste em subcamadas s e p completas de um átomo. Em termos dos símbolos de Lewis, um octeto é representado por quatro pares de elétrons em torno do átomo, tal como no neônio que você descreveu na Atividade 2. Há muitas exceções à regra do octeto, em particular aos elementos mais pesados, nos quais existem elétrons d ed f na subcamada incompleta f mais externa. Entretanto, a regra é útil para predizer os resultados de combinações entre os elementos mais leves (até cerca de Z = 22). A LIGAÇÃO IÔNICA Os elementos podem atingir um octeto estável pela transferência de elétrons de um átomo para outro. Isso faz com que os átomos neutros se transformem em íons. A força de atração entre íons de carga oposta é chamada ligação iônica. A ligação iônica ocorre entre elementos de baixa energia de ionização (ou seja, com facilidade de perder elétrons) e entre elementos de grande afi nidade eletrônica (ou seja, com tendência muito acentuada de receber elétrons). Em outras palavras, ela ocorre preferencialmente entre os metais mais à esquerda e os não-metais mais à direita da Tabela Periódica. C E D E R J 103 A U LA 7Podemos esperar que os elementos com poucos elétrons de valência (em particular os metais dos grupos 1A, 2A e 3A) percam elétrons quando reagem com elementos que tenham quase oito elétrons de valência (como os não-metais dos grupos 6A e 7A). Os íons formados nessa transferência são atraídos uns pelos outros porque cargas opostas se atraem. Esta atração entre os íons é a ligação iônica. O sódio metálico, por exemplo, reage vigorosamente com o gás cloro, formando o cloreto de sódio. Nesta reação, um elétron é transferido do átomo de sódio para o átomo de cloro, com formação dos íons Na+ e Cl-. As confi gurações eletrônicas dos átomos de Na e de Cl são: Na: 1s2 2s2 2p6 3s; e Cl: 1s2 2s2 2p5. Os símbolos de Lewis para o Na e o Cl são: (Veja a Atividade 2!) Então o processo de transferência de um elétron do Na para o Cl se representa por: Veja que cada íon tem o seu octeto completo (O íon Na+ fi cou com oito elétrons na camada n = 2 e nenhum elétron na camada n = 3!). Observe também que o símbolo de Lewis de um íon é escrito entre colchetes, com a carga do íon também indicada. A atração entre os íons positivos e negativos leva a um aglomerado tridimensional ordenado, chamado rede cristalina. O aglomerado total de íons é um composto iônico. A atração eletrostática entre os íons Na+ e Cl-, por exemplo, faz surgir o composto iônico NaCl. Observe a Figura 7.2! Nela você pode verifi car que, na rede cristalina do NaCl, cada íon Na+ é rodeado por seis íons Cl-, e cada íon Cl- por seis íons Na+. Assim, há um íon Na+ para cada íon Cl- e o cristal de NaCl é eletricamente neutro. Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 104 C E D E R J Figura 7.2: Rede cristalina do NaCl. Cada íon é rodeado por seis íons de carga oposta. A razão entre os íons em uma rede cristalina de um composto iônico é tal que o composto, como um todo, é eletricamente neutro. A fórmula de um composto iônico traduz esta proporção entre íons positivos e negativos. No composto MgCl2, por exemplo, a rede cristalina é tal que a proporção entre os íons Mg2+ e Cl- é de 1:2. ! Em geral, os compostos iônicos são formados por metais e não-metais. Se os elementos envolvidos são representativos, você pode predizer o número de elétrons que eles podem ganhar ou perder, bastando saber a posição do elemento na Tabela Periódica. A Tabela 7.1 lista os íons comuns dos elementos representativos. Tabela 7.1: Íons comuns dos elementos representativos Grupo 1A 2A 3ª 5A 6ª 7A Li+ Be2+ Al3+ N3- O2- F- Na+ Mg2+ P3- S2- Cl- K+ Ca2+ Se2- Br - Rb+ Sr2+ Te2- I- Cs+ Ba2+ C E D E R J 105 A U LA 7Vamos ver se fi cou claro? Acompanhe o exemplo a seguir: Exemplo 3: Com base na Tabela 7.1, explicar a formação do íon N3-. Solução: O N pertence ao grupo 5A. Logo, tem cinco elétrons de valência. Ele pode completar seu octeto se ganhar três elétrons. Esta transferência leva à formação do ânion N3-. 3.a. Como seria representada a formação do MgCl2 pelos símbolos de Lewis? 3.b. Explicar a formação dos íons S2- e Al3+. __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ __________________________________________________________________ _________________________________________________________________ RESPOSTA COMENTADA 3.a. Você pode consultar a Tabela Periódica para verifi car que o Mg pertence ao grupo 2A; é um elemento representativo de modo que tem dois elétrons na camada de valência. Para o cloro, você já dispõe das informações necessárias no texto. Os símbolos de Lewis de cada elemento são: O átomo de Mg precisa perder dois elétrons para ter seu octeto completo. O átomo de Cl só pode receber um elétron. Logo, a formação do MgCl2l se dará pela transferência dos dois elétrons do Mg, um para cada átomo de Cl, segundo o esquema: 3.b. Para resolver este exercício, você deve inicialmente consultar a Tabela 7.1. Os dados desta tabela indicam que o enxofre (S) pertence ao grupo 6A, tendo seis elétrons de valência; logo, ele pode completar o seu octeto ganhando 2 elétrons, o que leva ao ânion S2-SS . O alumínio- (Al), por sua vez, pertence ao grupo 3A, tendo três elétrons de valência; ao perdê-los, forma-se o cátion Al3+ll . ATIVIDADE Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 106 C E D E R J A formação dos íons de metais de transição é mais difícil de se prever, pois nestes elementos pode-se retirar elétrons não só da subcamada mais externa, como também daquela de maior n. É por esta razão que alguns elementos podem formar mais de um íon. A Tabela 7.2 lista alguns dos íons formados pelos metais de transição mais comuns. Tabela 7.2: Íons dos metais de transição mais comuns Metal Íon Metal Íon Metal Íon Cádmio Cd2+ Cromo Cr2+, Cr3+ MercúrioHg2 2+ , Hg2+ Chumbo Pb2+, Pb4+ Estanho Sn2+, Sn4+ Níquel Ni2+ Cobalto Co2+, Co3+ Ferro Fe2+, Fe3+ Prata Ag+ Cobre Cu+, Cu2+ Manganês Mn2+, Mn3+ Zinco Zn2+ TAMANHO DOS ÍONS Quando elétrons são acrescentados ou retirados de um átomo neutro, o íon formado tem seu tamanho modifi cado. O tamanho de um íon depende: da carga do núcleo; do número de elétrons do íon; dos orbitais em que os elétrons mais externos se encontram. É mais interessante comparar o tamanho do íon em relação ao átomo neutro que deu origem a ele. Observe a Figura 7.3: ela ilustra o que ocorre em um átomo quando se retiram ou se adicionam elétrons. A formação de um cátion implica a retirada de um ou mais elétrons de orbitais mais afastados do núcleo. Isso diminui a repulsão entre os elétrons restantes e aumenta a atração deles pelo núcleo. O oposto é verdadeiro para os íons negativos: quando elétrons são adicionados para formar um ânion, o aumento da repulsão entre eles faz com que se espalhem mais no átomo. C E D E R J 107 A U LA 7 Figura 7.3: (a) A retirada de elétrons faz o átomo diminuir; (b) a adição de elétrons faz o átomo aumentar. a) b) Finalmente, devemos considerar o tamanho de íons de mesma carga e de mesma família química (ou grupo da Tabela Periódica). Tal como o raio atômico cresce ao longo de um grupo, o tamanho do íon deve acompanhar essa tendência, pois cada elemento de uma mesma família tem elétrons mais externos em camadas com n crescentemente maior. Os íons gerados terão a mesma carga, mas seu tamanho cresce ao longo do grupo. Vamos resumir estas idéias da seguinte forma: cátions são menores do que os átomos neutros que os originaram; ânions são maiores que os átomos neutros que os originaram; os íons de uma mesma família têm a mesma carga e aumentam de tamanho ao longo de seu grupo na Tabela Periódica. ! Acompanhe o exemplo a seguir para verifi car se fi cou tudo claro. Exemplo 5: Arranje os átomos e íons em ordem decrescente de tamanho: Na+, K+ e K. Solução: Sabemos que os cátions são menores que os átomos neutros de origem. Logo, K > K+. O Na+ e o K+ são íons de elementos do mesmo grupo, com o potássio no período n = 4 e o sódio com n = 3. Logo K+ > Na+. Então o ordenamento fi nal é: K > K+ > Na+ Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 108 C E D E R J CONCLUSÃO Os átomos combinam-se entre si devido a forças atrativas que levam à formação de ligações químicas entre eles. Uma forma de combinação é dada pela transferência de elétrons de um átomo com baixa energia de ionização para outro com grande afi nidade eletrônica. Este processo leva à formação de redes cristalinas formadas por íons, defi nindo um composto iônico. 4. Ordene as espécies a seguir em ordem crescente de tamanho: S2-, O2-, O __________________________________________________________________ __________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ _________________________________________________________________ RESPOSTA COMENTADA Consultando a Tabela Periódica, você vai verifi car que o S e o O pertencem ao mesmo grupo. Sabendo que um ânion é maior que o átomo neutro, então S < S2-SS . Entre os átomos neutros de O e de S,- temos que O < S. Então o ordenamento é: O < S < S2-SS ATIVIDADE ATIVIDADE FINAL Considere os átomos de Ga e I: a. Que tipo de ligação se espera entre eles? Justifi que sua resposta. b. Qual é o símbolo de Lewis de cada um destes elementos? c. Qual é o símbolo de Lewis do composto formado entre eles? d. Qual dos dois íons é maior? Justifi que sua resposta. ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ __________________________________________________________________________ C E D E R J 109 A U LA 7RESPOSTA COMENTADA Em primeiro lugar, você deve verifi car a posição dos elementos considerados na Tabela Periódica. O Ga pertence ao grupo 3A; e o I, ao grupo 7A. Ambos são elementos representativos. O Ga é um metal e o I um não-metal. Com estas informações, podemos responder às questões propostas. a. Como o Ga é um metal e o I um não-metal, espera-se uma ligação iônica entre eles. b. O Ga tem três elétrons de valência, e o I tem sete. Assim, os símbolos de Lewis para cada elemento são: c. O Ga ganhará a confi guração do octeto se perder seus três elétrons externos; o I precisa receber um elétron para formar o octeto. Desta forma, o Ga cede um elétron para cada átomo de I (em um total de três), formando o composto iônico GaI3I . Neste composto, a proporção entre os átomos é de um de Ga para três de I. A representação do processo, usando os símbolos de Lewis, é: d. Para responder a esta pergunta, você deve inicialmente pensar na tendência de crescimento do raio atômico dos elementos neutros na Tabela Periódica (veja a aula anterior!). O Ga está no quarto período (n = 4) da Tabela; o I, no quinto, e mais à direita que o Ga. Logo, pela tendência de crescimento do raio atômico, o I é maior que o Ga. Ao formar os íons, o Ga diminui ao passar para Ga3+, e o I aumenta ao passar para I-. Desta forma, o I- é menor + que o Ga3+. Os elétrons de valência são os responsáveis pela formação das ligações químicas, que podem ser iônicas, covalente ou metálica. Na ligação covalente, há a transferência de um ou mais elétrons de um átomo para outro, até que cada átomo complete seu octeto. Os íons formados têm seus tamanhos alterados em relação aos átomos neutros. R E S U M O Elementos de Química Geral | Combinações entre átomos: a ligação iônica 110 C E D E R J INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA Na próxima aula, você vai estudar a ligação covalente, aquela em que os elétrons são compartilhados entre os átomos.
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