Quase nada à sua volta é feito de átomos soltos. O sal é sódio e cloro presos um ao outro, a água é hidrogênio e oxigênio, você é sobretudo carbono, hidrogênio, oxigênio e nitrogênio em longas cadeias. Só os gases nobres andam sozinhos. Esta seção trata de como os átomos se seguram uns aos outros, e começa pela única parte do átomo que participa: os elétrons de fora. Este capítulo conta esses elétrons, mostra quais átomos os perdem ou ganham para virar íons e como os íons se combinam em compostos neutros.
Ao final você vai conseguir
- Desenhar o símbolo de Lewis de um átomo dos grupos principais e dizer quantas ligações ele costuma fazer.
- Prever o íon usual de um elemento dos grupos principais e explicá-lo pelas energias de ionização.
- Escrever a configuração eletrônica de um íon, inclusive de íons de metais de transição.
- Escrever a fórmula neutra de um composto iônico, com íons simples ou poliatômicos.
Uma ligação química é uma atração que segura os átomos juntos com força suficiente para formar uma substância nova, com propriedades próprias. Os átomos se ligam quando o arranjo ligado tem menos energia do que os átomos separados: a diferença é liberada, em geral como calor, e a mesma quantidade teria de ser devolvida para separá-los. Toda ligação é elétrica no fim das contas, um equilíbrio entre núcleos atraindo elétrons e cargas iguais se repelindo. O que muda é onde os elétrons de fora vão parar, e isso dá três tipos de ligação.
| Ligação | Entre | Os elétrons de fora | Exemplo |
|---|---|---|---|
| iônica | um metal e um não metal | passam de um átomo para o outro, formando íons + e − que se atraem | sal de cozinha, NaCl |
| covalente | não metais | são compartilhados em pares entre dois átomos | água H₂O, metano CH₄ |
| metálica | metais | saem de cada átomo e circulam pela peça inteira | fio de cobre, ferro |
Os gases nobres (hélio, neônio, argônio e o resto do grupo 18) são a exceção que explica a regra. Eles têm as maiores energias de ionização dos seus períodos e nenhum interesse por um elétron extra: a camada de fora está cheia. Átomos de outros elementos, quando se ligam, muitas vezes terminam com o mesmo número de elétrons do gás nobre mais próximo.
Em 1916 Gilbert N. Lewis propôs uma notação que os químicos usam até hoje. Escreva o símbolo do elemento e ponha em volta dele um ponto para cada elétron de valência (os elétrons da camada de fora, contados pelo grupo como no capítulo anterior). Distribua os pontos pelos quatro lados, primeiro um por lado, e só depois comece a formar pares. Os quatro lados representam os quatro orbitais da camada de fora (um s e três p), cada um com até dois elétrons.
| Átomo | Elétrons de valência | Pares | Pontos desemparelhados | Número usual de ligações |
|---|---|---|---|---|
| H | 1 | 0 | 1 | 1 |
| C | 4 | 0 | 4 | 4 |
| N | 5 | 1 | 3 | 3 |
| O | 6 | 2 | 2 | 2 |
| F, Cl | 7 | 3 | 1 | 1 |
| Ne, Ar | 8 | 4 | 0 | 0 |
A coluna útil é a dos pontos desemparelhados. Cada um é um elétron procurando par, e numa ligação covalente ele se emparelha com um elétron desemparelhado de outro átomo. Por isso o carbono costuma fazer quatro ligações, o nitrogênio três, o oxigênio duas, e o hidrogênio e os halogênios uma: metano é CH₄, amônia NH₃, água H₂O, cloreto de hidrogênio HCl. Daqui a dois capítulos os pontos viram estruturas de Lewis completas de moléculas.
Lewis notou que os átomos em compostos estáveis costumam terminar com oito elétrons em volta (um octeto), contando os que compartilham. O hidrogênio termina com dois, como o hélio. Essa é a regra do octeto: os átomos perdem, ganham ou compartilham elétrons até cada um ter o número de elétrons de um gás nobre. É uma regra prática, não uma lei da natureza. Funciona muito bem para carbono, nitrogênio, oxigênio e flúor, que só têm os quatro orbitais da camada 2 para preencher, e tem exceções conhecidas que o capítulo de ligação covalente reúne. Seu valor é prever a maioria das fórmulas com uma olhada na tabela.
Um íon é um átomo com mais ou menos elétrons do que prótons. Um íon positivo é um cátion, um íon negativo é um ânion. Os metais da esquerda da tabela seguram seus poucos elétrons de valência com pouca força (energia de ionização baixa) e os perdem: o sódio vira Na⁺, o magnésio Mg²⁺, o alumínio Al³⁺. Os não metais da direita estão a poucos elétrons do próximo gás nobre e os ganham: o cloro vira Cl⁻, o oxigênio O²⁻, o nitrogênio N³⁻. Nos dois casos o íon fica com o número de elétrons de um gás nobre.
| Grupo | 1 | 2 | 13 | 15 | 16 | 17 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| carga | +1 | +2 | +3 | −3 | −2 | −1 |
| íons | Li⁺ Na⁺ K⁺ | Mg²⁺ Ca²⁺ Ba²⁺ | Al³⁺ | N³⁻ P³⁻ | O²⁻ S²⁻ | F⁻ Cl⁻ Br⁻ I⁻ |
| elétrons iguais aos do | gás nobre anterior | gás nobre anterior | gás nobre anterior | gás nobre seguinte | gás nobre seguinte | gás nobre seguinte |
Por que o magnésio para em +2 e nunca vai a +3? O capítulo anterior já deu a resposta: as energias de ionização sucessivas. Tirar os dois elétrons 3s do magnésio custa 7,6 e 15,0 eV. O terceiro teria de sair da camada 2p cheia, perto do núcleo e quase sem blindagem, e custa 80 eV. Nenhuma reação química fornece isso. A carga de um íon é decidida pelo lugar desse salto. Experimente abaixo com cada elemento; repare também que formar um íon sempre custa alguma coisa, até para o sódio.
Escolha um elemento e depois uma carga. Cargas positivas tiram elétrons um a um, e as barras somam o custo: cada um é um pouco mais difícil que o anterior, porque o íon que fica é mais positivo, até que o próximo teria de sair de uma camada interna cheia. Ali a barra dá um salto (vermelho), porque esse elétron fica muito mais perto do núcleo e quase sem blindagem. A carga que o elemento realmente assume é a última antes do salto, que sempre deixa uma configuração de gás nobre: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺. Cargas negativas acrescentam elétrons: o cloro libera 3,61 eV pelo primeiro elétron extra, mas nenhum segundo elétron fica preso a um átomo isolado. Repare que até o Na⁺ custa energia (5,14 eV) e o Cl⁻ devolve só 3,61: formar os íons sozinhos nunca compensa. O próximo capítulo descobre o que compensa.
Do outro lado, um átomo de cloro libera 3,61 eV quando recebe um elétron a mais (sua afinidade eletrônica). Mas um segundo elétron extra seria empurrado pelo primeiro: nenhum átomo sozinho segura dois elétrons extras. O²⁻ e N³⁻ só existem cercados de cátions num sólido ou de moléculas de água numa solução, que pagam o custo extra com a sua atração.
Configuração eletrônica dos íons
Nos íons dos grupos principais, tire elétrons da camada mais externa ou acrescente-os ao primeiro orbital incompleto. O sódio é 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹, então o Na⁺ é 1s² 2s² 2p⁶, a configuração do neônio. O cloro é [Ne] 3s² 3p⁵, então o Cl⁻ é [Ne] 3s² 3p⁶, a configuração do argônio. Átomos e íons com o mesmo número de elétrons são chamados isoeletrônicos. Seus tamanhos mostram a carga nuclear em ação: os mesmos dez elétrons são puxados mais forte à medida que se acrescentam prótons.
| Íon (10 elétrons) | N³⁻ | O²⁻ | F⁻ | Na⁺ | Mg²⁺ | Al³⁺ |
|---|---|---|---|---|---|---|
| prótons | 7 | 8 | 9 | 11 | 12 | 13 |
| raio iônico (pm) | 146 | 140 | 133 | 102 | 72 | 54 |
Os raios iônicos vêm das distâncias entre íons em cristais (tabela de Shannon de 1976, para um íon com seis vizinhos; N³⁻ com quatro). Ao longo da série a carga do núcleo vai de +7 a +13 enquanto os elétrons continuam os mesmos, e o raio cai para quase um terço.
Íons dos metais de transição
Os metais de transição não seguem a regra do grupo, por dois motivos. Primeiro, perdem os elétrons 4s antes dos 3d, embora o 4s se preencha primeiro no átomo neutro: depois que o átomo fica carregado, os orbitais 3d caem abaixo do 4s em energia. O ferro é [Ar] 3d⁶ 4s², então o Fe²⁺ é [Ar] 3d⁶, e não [Ar] 3d⁴ 4s². Segundo, os elétrons 3d que sobram têm energias parecidas, então muitos metais de transição formam mais de um íon. A carga é escrita então em algarismos romanos no nome: ferro(II) para Fe²⁺, ferro(III) para Fe³⁺.
| Metal | Átomo | Íons comuns |
|---|---|---|
| ferro | [Ar] 3d⁶ 4s² | Fe²⁺ [Ar] 3d⁶ · Fe³⁺ [Ar] 3d⁵ |
| cobre | [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ | Cu⁺ [Ar] 3d¹⁰ · Cu²⁺ [Ar] 3d⁹ |
| zinco | [Ar] 3d¹⁰ 4s² | só Zn²⁺ [Ar] 3d¹⁰ |
| prata | [Kr] 4d¹⁰ 5s¹ | só Ag⁺ [Kr] 4d¹⁰ |
Alguns íons são pequenos grupos de átomos presos por ligações covalentes que carregam uma carga como um todo. Eles se comportam como uma unidade nos compostos e em solução, então vale reconhecer os comuns de vista. Como eles recebem nome é assunto do capítulo de nomenclatura, na próxima seção.
| Íon | Nome | Onde aparece |
|---|---|---|
| NH₄⁺ | amônio | fertilizantes (nitrato de amônio) |
| OH⁻ | hidróxido | desentupidor (hidróxido de sódio, a soda cáustica) |
| NO₃⁻ | nitrato | fertilizantes, pólvora |
| SO₄²⁻ | sulfato | gesso (sulfato de cálcio), bateria de carro |
| CO₃²⁻ | carbonato | calcário e giz (carbonato de cálcio) |
| HCO₃⁻ | hidrogenocarbonato (bicarbonato) | bicarbonato de sódio |
| PO₄³⁻ | fosfato | ossos e dentes (fosfato de cálcio) |
| CH₃COO⁻ | acetato | vinagre |
Um pedaço de sal não tem carga total. Então um composto iônico contém cátions e ânions na proporção que faz as cargas se anularem, e sua fórmula dá essa proporção nos menores números inteiros. Uma fórmula assim descreve uma proporção, não uma molécula: não existe uma "molécula de NaCl" num cristal de sal, só uma pilha enorme de Na⁺ e Cl⁻ na proporção 1 : 1. Essa menor proporção que se repete se chama fórmula unitária.
O atalho é cruzar as cargas: o tamanho da carga de cada íon vira a quantidade do outro íon. Al³⁺ e O²⁻ dão Al₂O₃ na hora. Confira sempre se o resultado não pode ser dividido: Mg²⁺ e O²⁻ cruzados dão Mg₂O₂, que se reduz a MgO. Com íons poliatômicos vale a mesma regra, e o íon vai entre parênteses quando há mais de um: Ca²⁺ e NO₃⁻ dão Ca(NO₃)₂, e Ca²⁺ com PO₄³⁻ dá Ca₃(PO₄)₂, o mineral dos seus ossos.
Uma rodada de 10 perguntas
Acerte quantas conseguir. Os erros voltam no final, numa rodada de revisão.
Qual íon: leia o grupo. Os grupos 1, 2 e 13 perdem 1, 2 e 3 elétrons; os grupos 15, 16 e 17 ganham 3, 2 e 1. Qual fórmula: ache os menores números de cada íon cujas cargas somem zero. Um jeito rápido é cruzar as cargas (Al³⁺ e O²⁻ dão Al₂O₃) e depois dividir por algum fator comum (Mg²⁺ e O²⁻ dão Mg₂O₂, então MgO). Um íon poliatômico é uma unidade: quando precisar de mais de um, ponha entre parênteses, Ca(NO₃)₂, nunca CaNO₃₂.
1. Símbolo de Lewis do enxofre: grupo 16, seis elétrons de valência, então dois pares e dois pontos sozinhos. Costuma fazer duas ligações (H₂S) ou receber dois elétrons (S²⁻).
2. Íon do estrôncio (grupo 2): Sr²⁺, configuração [Kr], com os elétrons do criptônio.
3. Configuração do Mn²⁺: o manganês é [Ar] 3d⁵ 4s²; os dois elétrons 4s saem primeiro, sobrando [Ar] 3d⁵.
4. Fórmula do composto de amônio e sulfato: NH₄⁺ e SO₄²⁻; dois amônios equilibram um sulfato, então (NH₄)₂SO₄, um fertilizante comum.
5. Qual a carga do ferro no Fe₂O₃? Três O²⁻ dão −6, divididos entre dois íons de ferro, então cada um é +3: óxido de ferro(III), a ferrugem.
| Errado | Certo | Por quê |
|---|---|---|
| o Na⁺ é estável porque tem a camada cheia | formar o Na⁺ sozinho custa 5,14 eV | o octeto só compensa junto com a atração por outros íons |
| o Fe²⁺ é [Ar] 3d⁴ 4s² | o Fe²⁺ é [Ar] 3d⁶ | os metais de transição perdem os elétrons 4s primeiro |
| o MgO se escreve Mg₂O₂ | MgO | uma fórmula unitária usa a menor proporção de números inteiros |
| CaNO₃₂ | Ca(NO₃)₂ | os parênteses mostram que o íon nitrato inteiro entra duas vezes |
| carga maior quer dizer íon maior | os cátions encolhem, os ânions crescem | perder elétrons deixa os restantes puxados com mais força; elétrons extras se repelem |
Ideias-chave
- Ligações se formam quando os átomos ligados têm menos energia do que separados; as ligações iônica, covalente e metálica diferem no destino dos elétrons de fora.
- Um símbolo de Lewis mostra os elétrons de valência como pontos; os desemparelhados dão o número usual de ligações covalentes.
- A regra do octeto (dois para o hidrogênio) prevê a maioria das fórmulas dos grupos principais, mas é uma regra prática.
- Os íons dos grupos principais chegam ao número de um gás nobre: os grupos 1, 2, 13 perdem 1, 2, 3 elétrons; os grupos 15, 16, 17 ganham 3, 2, 1.
- A carga para quando o próximo elétron teria de sair de uma camada interna cheia: ali a energia de ionização dá um salto.
- Os metais de transição perdem os elétrons 4s antes dos 3d e muitas vezes têm vários íons, nomeados com algarismos romanos.
- Uma fórmula iônica é a menor proporção cujas cargas somam zero; íons poliatômicos ficam juntos, entre parênteses quando repetidos.