07 - Ligação iônica

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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
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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.
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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
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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
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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
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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):
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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
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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.
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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
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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+
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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+.
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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
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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. 
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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
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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
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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.
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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
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INFORMAÇÃO SOBRE A PRÓXIMA AULA
Na próxima aula, você vai estudar a ligação covalente, aquela em que os elétrons 
são compartilhados entre os átomos.