Química inorgânica/Introdução/Íons e a regra do octeto/Ligações químicas

A fim de se estabelizarem, os ânions se ligam aos cátions para formar compostos. Estas ligações intramoleculares são divididas em três tipos:

• Ligação iônica - é realizada entre um ametal e um metal;
• Ligação covalente - é realizada entre dois ametais;
• Ligação metálica - é realizada entre dois metais.

O fator que mais interfere nos compostos é a disponibilidade de um elemento. A Terra é composta principalmente de nitrogênio, oxigênio e carbono, existindo uma grande quantidade de compostos formados por estes elementos.

Métodos de representação

Pode-se representar um composto em quatro formas:

• Representação iônica - é ideal na ligação iônica (em alguns compostos covalentes não é muito adequada). Apresenta-se os cátions e os ânions, e a soma das cargas deve ser igual a zero;
• Método de Lewis - é ideal na ligação covalente e na iônica. Por meio de desenhos, apresenta-se as ligações eletrônicas. As bolas pretas indicam os elétrons, as setas indicam doações, e as setas duplas compartilhamentos;
• Fórmula estrutural - é parecido com o método de Lewis. No meio acadêmico, é bastante utilizada. Por meio de traços, os compartilhamentos ou doações de elétrons são representados;
• Fórmula química - apresenta os átomos que estão no complexo. O canto inferior direito do símbolo atômico é destinado a quantidade de átomos. Desta forma, o composto O₂ é formado por dois átomos de oxigênio. Quando há apenas um átomo de determinado elemento, não é obrigatório a colocação da quantidade. Deduz-se, por exemplo, que o composto H₂O tem dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Em compostos, o cátion deve vir antes do ânion.

Ligação iônica

Como o prórpio nome sugere, é a ligação entre íons. Um ânion ametal liga-se a um cátion metal, seguindo a regra do octeto. Para isso, deve-se fazer o uso da tabela periódica:

1

18

1

1,0 1H Hidrogênio

2

13

14

15

16

17

4,0 2He Hélio

2

6,9 3Li Lítio

9,0 4Be Berílio

10,8 5B Boro

12,0 6C Carbono

14,0 7N Nitrogênio

16,0 8O Oxigênio

19,0 9F Flúor

20,2 10Ne Neônio

3

23,0 11Na Sódio

24,3 12Mg Magnésio

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

27,0 13Al Alumínio

28,1 14Si Silício

31,0 15P Fósforo

32,1 16S Enxofre

35,5 17Cl Cloro

39,9 18Ar Argônio

4

39,1 19K Potássio

40,1 20Ca Cálcio

45 21Sc Escândio

47,9 22Ti Titânio

50,9 23V Vanádio

52,0 24Cr Cromo

54,9 25Mn Manganês

55,8 26Fe Ferro

58,9 27Co Cobalto

58,7 28Ni Níquel

63,5 29Cu Cobre

65,4 30Zn Zinco

69,7 31Ga Gálio

72,6 32Ge Germânio

74,9 33As Arsênio

79,0 34Se Selênio

79,9 35Br Bromo

83,8 36Kr Criptônio

5

85,5 37Rb Rubídio

87,6 38Sr Estrôncio

88,9 39Y Ítrio

91,2 40Zr Zircônio

92,9 41Nb Nióbio

95,9 42Mo Molibdênio

97,9 43Tc Tecnécio

101,1 44Ru Rutênio

102,9 45Rh Ródio

106,4 46Pd Paládio

107,9 47Ag Prata

112,4 48Cd Cádmio

114,8 49In Índio

118,7 50Sn Estanho

121,8 51Sb Antimônio

127,6 52Te Telúrio

126,9 53I Iodo

131,3 54Xe Xenônio

6

132,9 55Cs Césio

137,3 56Ba Bário

Lantanídeos 57-71 La-Lu

178,5 72Hf Háfnio

180,9 73Ta Tântalo

183,8 74W Tungstênio

186,2 75Re Rênio

190,2 76Os Ósmio

192,2 77Ir Irídio

195,1 78Pt Platina

197,0 79Au Ouro

200,6 80Hg Mercúrio

204,4 81Tl Tálio

207,2 82Pb Chumbo

209,0 83Bi Bismuto

209,0 84Po Polônio

210,0 85At Astato

222,0 86Rn Radônio

7

223 87Fr Frâncio

226 88Ra Rádio

Actinídeos 89-103 Ac-Lr

261 104Rf Rutherfórdio

262 105Db Dúbnio

266 106Sg Seabórgio

264 107Bh Bóhrio

277 108Hs Hássio

268 109Mt Meitnério

271 110Ds Darmstádtio

280 111Rg Roentgênio

285 112Cn Copernício

286 113Uut Unúntrio

289 114Fl Fleróvio

288 115Uup Ununpêntio

293 116Lv Livermório

294 117Uus Ununséptio

293 118Uuo Ununóctio

Lantanídeos

138,9 57La Lantâneo

140,1 58Ce Cério

140,9 59Pr Praseodímio

144,2 60Nd Neodímio

145 61Pm Promécio

150,4 62Sm Samário

151,9 63Eu Európio

157,3 64Gd Gadolínio

158,9 65Tb Térbio

162,5 66Dy Disprósio

164,9 67Ho Hôlmio

167,3 68Er Érbio

168,9 69Tm Túlio

173,0 70Yb Itérbio

175,0 71Lu Lutécio

Actinídeos

227 89Ac Actínio

232,0 90Th Tório

231,0 91Pa Protactínio

238,0 92U Urânio

237 93Np Neptúnio

244 94Pu Plutônio

243 95Am Amerício

247 96Cm Cúrio

247 97Bk Berquélio

251 98Cf Califóornio

252 99Es Einstênio

257 100Fm Férmio

258 101Md Mendelévio

259 102No Nobélio

262 103Lr Laurêncio

Nestes casos, os metais devem doar todos seus elétrons da camada de valência, e ao mesmo tempo, os ametais devem ficar com 8 elétrons nesta camada (exceto o hidrogênio, que necessita de 2, e o boro que precisa de 6). A soma das cargas na ligação iônica deve ser igual a zero para que seja possível formar o composto. Acompanhe três exemplos de ligação iônica:

Exemplo 1 - Suponhamos, em um planeta qualquer, que esteja disponível átomos de oxigênio (O) e berílio (Be). O oxigênio, por estar no grupo 16 da tabela periódica, tem 6 elétrons na camada de valência. Já o berílio, que está no grupo 2, tem 2 elétrons. Pela representação iônica, teremos:

$\mathbf {O^{2-}} \qquad +\qquad \mathbf {Be^{2+}}$

Veja que com um átomo de oxigênio (que necessita de dois elétrons para estabilizar-se) e um de berílio (que deve doar seus dois elétrons) a soma das cargas é igual a zero - sendo possível a formação deste composto. Assim, o seguinte composto, denominado óxido de berílio, tem fórmula química BeO (pois necessitou de apenas um átomo de cada elemento). Pelo método de Lewis e pela fórmula estrutural, temos:

${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {Be} \bullet &\rightrightarrows &^{\bullet }\mathbf {O} ^{\bullet }\\&&^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

$\mathbf {Be} =\mathbf {O}$

Na primeira representação (a de Lewis), é possível notar os elétrons de valência de cada átomo. Veja que o berílio (que deve doar todos seus elétrons desta camada) perde seus dois elétrons para o oxigênio, indicado pelas setas. O oxigênio, que já tem seis elétrons de valência, recebe os dois elétrons do berílio, e ocorre a estabilidade.

Exemplo 2 - Em um laboratório, é disponibilizado átomos de nitrogênio (N) e de ouro I (Au-I). O nitrogênio tem cinco elétrons de valência, pois está no grupo 15. Para completar o octeto, o nitrogênio necessita, então, de três elétrons. Já o ouro I, tem um elétron na camada de valência. Temos, então:

$\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$

Veja que o octeto não foi formado, pois a soma das cargas resultou em -2. Acrescentemos mais átomos para que o composto se estabilize:

$\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$

O octeto ainda não foi formado, já que a soma das cargas foi igual a -1. Continuemos a acrescentar átomos:

$\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$

Agora o octeto foi formado, sendo necessários três átomos de ouro I e um átomo de nitrogênio parra fazê-lo. Tal composto, o nitreto de ouro I, possui, então, a fórmula química Au₃N. As representações de Lewis e estrutural, são:

${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }&&\\\mathbf {Au} \bullet &\longrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }&\longleftarrow &\bullet \mathbf {Au} \\&&^{\bullet }&&\\&&\uparrow &&\\&&_{\bullet }&&\\&&\mathbf {Au} &&\\\end{matrix}}$

${\begin{matrix}\mathbf {Au} &-&\mathbf {N} &-&\mathbf {Au} \\&&|&&\\&&\mathbf {Au} &&\\\end{matrix}}$

Cada átomo de ouro I possui um elétron na camada de valência. É necessário três destes átomos para que o nitrogênio fique com 8 elétrons.

Exemplo 3 - Em uma amostra há átomos de fósforo (P) e de cálcio (Ca). O fósforo tem cinco elétrons de valência, posto que está no grupo 15, e necessita de mais três elétrons para se estabilizar. Por sua vez, os átomos de cálcio precisam doar seus dois elétrons de valência:

$\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$

Observe que o octeto não foi formado, pois a soma das cargas é -1.

$\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$

Mesmo acrescentando mais um átomo de cálcio, o octeto ainda não foi formado. A soma resultou em +1.

$\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$

Acrescentado mais um átomo de fósforo, a soma é -2, e ainda não há estabilidade.

$\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$

Agora a soma das cargas é igual a zero, e portanto, o octeto foi formado. O composto acima, chamado de fosfeto de cálcio, tem a fórmula química Ca₃P₂. As representações de Lewis e estrutural deste composto são:

${\begin{matrix}_{\bullet }&&_{\bullet \bullet }&&&&_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }\\\mathbf {Ca} &\rightrightarrows &^{\bullet }\mathbf {P} ^{\bullet }&\longleftarrow &^{\bullet }\mathbf {Ca} ^{\bullet }&\longrightarrow &^{\bullet }\mathbf {P} ^{\bullet }&\leftleftarrows &\mathbf {Ca} \\^{\bullet }&&^{\bullet }&&&&^{\bullet }&&^{\bullet }\\\end{matrix}}$

$\mathbf {Ca} =\mathbf {P} -\mathbf {Ca} -\mathbf {P} =\mathbf {Ca}$

Note que ocorre estabilidade. Todos os átomos de cálcio doam todos seus elétrons da camada de valência, e ao mesmo tempo, todos os átomos de fósforo ficam com 8 elétrons na camada de valência.

Ligação covalente

Na ligação covalente, não ocorre uma doação de elétrons, mas um compartilhamento. Os compostos devem seguir a regra do octeto, em que um ânion ametal se liga a um cátion ametal, formando um composto molecular. O que determina o elemento que é o cátion ou o ânion é a eletronegatividade. O elemento mais eletronegativo é o ânion, e recebe carga imaginária negativa, enquanto que o cátion recebe carga imaginária positiva. A carga é dita imaginária justamente pelo fato de os átomos realmente não ganharem ou perderem elétron, simplesmente são compartilhados. O esquema abaixo apresenta os ametais em ordem crescente da eletronegatividade:

${\overrightarrow {\mathbf {Si} \quad \mathbf {B} \quad \mathbf {Te} \quad \mathbf {As} \quad \mathbf {P} \quad \mathbf {H} \quad \mathbf {At} \quad \mathbf {Se} \quad \mathbf {C} \quad \mathbf {S} \quad \mathbf {I} \quad \mathbf {Br} \quad \mathbf {N} \quad \mathbf {Cl} \quad \mathbf {O} \quad \mathbf {F} }}$

Você pode observar que em ligações covalentes o flúor (F) é sempre um ânion (pois não há ametal mais eletronegativo que ele) e o silício (Si) é sempre um cátion (já que este é o ametal menos eletronegativo). Na ligação covalente, chamamos de ligação simples quando um par de elétrons é compartilhado, dupla quanto são dois pares, e tripla quando são três pares. Abaixo, temos três exemplos de ligação covalente:

Exemplo 4 - Com átomos de hidrogênio (H) e de cloro (Cl), qual composto que pode ser formado diferente de H₂ e Cl₂? Entre estes átomos, o mais eletronegativo é o cloro, logo, este é o ânion é recebe carga imaginária negativa. O hidrogênio, então, é o cátion e recebe carga imaginária positiva. Analisando a tabela periódica, vemos que o cloro está no grupo 17, e desta forma tem 7 elétrons de valência e precisa de mais um elétron para se estabilizar, e sua carga passa a ser -1. O hidrogênio tem 1 elétron de valência, pois se localiza no grupo 1. O hidrogênio necessita de mais um elétron para se estabilizar, e sua carga é +1:

$\mathbf {Cl^{-}} \qquad +\qquad \mathbf {H^{+}}$

Com um átomo cada já ocorre a estabilidade! Assim, a fórmula química deste composto é HCl, e se chama cloreto de hidrogênio. As representações são as seguintes:

${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }\\\mathbf {H} \bullet &\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {Cl} ^{\bullet }\\&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

$\mathbf {H} -\mathbf {Cl}$

Veja que a seta possui duas pontas neste caso. Como há apenas uma seta, significa que a ligação é simples e apenas um elétron de cada átomo (ou seja, um par) é compartilhado. Como o átomo de hidrogênio já tem um elétron na camada de valência, ao ter um elétron compartilhado do cloro, fica com dois elétrons e se estabiliza. O átomo de cloro, que já tem 7 elétrons, se estabiliza por ter um elétron compartilhado com o hidrogênio.

Exemplo 5 - Com apenas um átomo de boro (B), quantos átomos de flúor (F) preciso para ocorrer estabilidade? O átomo mais eletronegativo é o flúor. Como este localiza-se no grupo 17, tem 7 elétrons de valência, e portanto, precisa de mais um elétron. Logo, sua carga imaginária é -1. Já o boro, precisa de 6 elétrons para se estabilizar. Como está no grupo 13, já tem 3 elétrons de valência, e então precisa de mais três. Sua carga imaginária é +3.

$\mathbf {B^{3+}} \qquad +\qquad \mathbf {F^{-}}$

Com um átomo de flúor, a molécula é instável, pois a carga imaginária é -2.

$\mathbf {B^{3+}} \qquad +\qquad \mathbf {F^{-}} +\qquad \mathbf {F^{-}} +\qquad \mathbf {F^{-}}$

Com três átomos de flúor, a carga torna-se 0, e portanto, a molécula se estabiliza. As representações de Lewis e estrutural do trifluoreto de boro (BF₃) são as seguintes:

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {F} \bullet &\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {B} ^{\bullet }&\longleftrightarrow &\bullet \mathbf {F} \bullet \\^{\bullet \bullet \bullet }&&\updownarrow &&^{\bullet \bullet \bullet }\\&&_{\bullet \bullet }&&\\&&\bullet \mathbf {F} \bullet &&\\&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

${\begin{matrix}\mathbf {F} &-&\mathbf {B} &-&\mathbf {F} \\&&|&&\\&&\mathbf {F} &&\\\end{matrix}}$

Cada átomo de flúor compartilha um elétron (ligação simples) com o átomo de boro. O flúor já tem 7 elétrons. Com o elétron compartilhado, se estabilizam. O átomo de boro compartilha três elétrons. Como este já tem três elétrons de valência, ele se estabiliza com 6 elétrons.

Exemplo 6 - Com átomos de carbono (C) e oxigênio (O), qual o composto que se pode formar? O oxigênio é o ânion pois é mais eletronegativo que o carbono. Como o oxigênio está no grupo 16, tem 6 elétrons na camada de valência, e necessita de mais dois para se estabilizar. Sua carga imaginária é -2. O carbono está no grupo 14 da tabela periódica, e portanto, tem 4 elétrons de valência e necessita de mais 4. Sua carga imaginária é +4.

$\mathbf {C^{4+}} \qquad +\qquad \mathbf {O^{2-}} +\qquad \mathbf {O^{2-}}$

Com um átomo de carbono e dois de oxigênio, ocorre a estabilidade da molécula. O composto formado chama-se dióxido de carbono, e sua fórmula química é CO₂. As representações de Lewis e estrutural são as seguintes:

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet \bullet \bullet }\\\mathbf {O} &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }&\Longleftrightarrow &\mathbf {O} \\^{\bullet \bullet \bullet }&&^{\bullet }&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

$\mathbf {O} =\mathbf {C} =\mathbf {O}$

Aqui cada átomo de oxigênio compartilha dois elétrons (ligação dupla) com o átomo de carbono. Cada oxigênio, que já têm 6 elétrons, têm mais dois elétrons cada um (provenientes do carbono), e estabilizam-se com 8 elétrons na camada de valência. O carbono, ao total, compartilha quatro elétrons, e como já tem quatro, fecha o composto com 8 elétrons.

Observações: Ligações quadruplas são altamente instáveis! Portanto, se em algum momento o composto C₂ é formado, logo ele é quebrado para formar outros compostos.

Ligação dativa

A ligação dativa é um tipo de ligação covalente (ou seja, entre ametais) em que um átomo rouba elétrons que não foram utilizados na ligação covalente. Inclusive, o átomo ladrão pode ser menos eletronegativo que o átomo roubado, e nestas ligações, o átomo que perdeu elétrons não se desestabiliza. O nitrogênio é o elemento que mais se envolve em assaltos na tabela periódica. Alguns ametais que possuem mais de dois períodos também costumam realizar ligação dativa, principalmente o enxofre e o fósforo. Ressaltamos que este tipo de ligação não é muito comum. Veja dois exemplos de ligação dativa:

Exemplo 7 - N₂O (monóxido de dinitrogênio) - Os nitrogênios precisam de três elétrons para se estabilizarem (pelo fato de estarem no grupo 15, já têm cinco elétrons, e para completar o octeto, necessitam de mais três), e o oxigênio de dois.

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }&\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }&&^{\bullet \bullet }&&^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

Note que o óxigênio e o nitrogênio do meio do composto compartilham dois pares de elétrons (ligação dupla). O oxigênio se estabiliza (6 + 2 = 8), mas o nitrogênio não (5 + 2 = 7). Assim, este nitrogênio compartilha um elétron com outro nitrogênio (ligação simples). O nitrogênio do centro se estabiliza (7 + 1 = 8), mas o da ponta não (5 + 1 = 6)! Na tentativa de se estabilizar, o nitrogênio da direita rouba dois elétrons do nitrogênio central:

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet \\^{\bullet \bullet }\end{matrix}}$

$\qquad \Longleftrightarrow \qquad$

${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

$\qquad \longleftrightarrow \qquad$ $\qquad \rightrightarrows \qquad$

${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$

Exemplo 8 - CO (monóxido de carbono) - O elemento oxigênio (O) necessita de dois elétrons para se estabilizar, enquanto que o carbono (C) necessita de quatro:

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }&&^{\bullet }\\\end{matrix}}$

Observe que com dois pares eletrônicos o oxigênio se estabiliza (6 + 2 elétrons), mas o carbono não (4 + 2 elétrons). Assim, o átomo de carbono rouba dois elétrons do oxigênio através da ligação dativa:

${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet \\^{\bullet \bullet }\end{matrix}}$

$\qquad \Longleftrightarrow \qquad$ $\qquad \rightrightarrows \qquad$

${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }\\^{\bullet }\\\end{matrix}}$

Assim, o carbono forma o octeto. Mesmo cedendo dois elétrons, o oxigênio não se desestabiliza.