A maioria dos elementos
químicos não ocorre na
forma de ÁTOMOS
ISOLADOS ESTÁVEIS.
Na natureza, somente os
GASES NOBRES, em
condições espontâneas, são
estáveis na forma de átomos
isolados.
TEORIA DO OCTETO
Em 1916, G. LEWIS e W. KOSSEL,
propuseram que:
Átomos com oito elétrons no nível
eletrônico mais externo aparecem
isolados na natureza.
6
Ne:
1s²
2s²
2p
10
6 3s² 3p6
Ar:
1s²
2s²
2p
18
O Hélio, He (Z=2), é estável com 1s²
Por meio de “intercâmbio” de
elétrons, os átomos dos
diversos elementos químicos
se estabilizam.
Dependendo da natureza dos
elementos químicos que se
ligam, a ligação interatômica
pode ser iônica, covalente ou
metálica.
LIGAÇÃO IÔNICA: Se dá por
meio de “transferência de
elétrons” originando íons que se
atraem.
LICAÇÃO COVALENTE: Ocorre
pelo “compartilhamento de
pares eletrônicos” com a
formação de moléculas.
LIGAÇÃO METÁLICA: átomos
(pseudo-íons) “imersos” em um
“mar de elétrons”.
LIGAÇÃO IÔNICA OU
ELETROVALENTE
É a atração de caráter
eletrostático que ocorre entre íons
de cargas opostas. Estes íons são
formados por elementos com
grande diferença de
eletronegatividade.
Ocorrência:
METAL + AMETAL
METAL + HIDROGÊNIO
CARGAS DE ÍONS
MONOATÔMICOS ESTÁVEIS
Em geral, os metais possuem
de 1 a 3 elétrons em seu nível
de valência, e tendem a
formar cátions.
Ex 1: 12Mg: 1s² 2s² 2p6 3s²
Mg – 2 e- → Mg²+ ( C.V. = 2s²2p6)
Ex 2: 19K: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1
K – 1e- → K1+ ( C.V.= 3s²
3p6)
Existem elementos metálicos
que se estabilizam com
configuração semelhante ao
Hélio.
Ex: 3Li: 1s² 2s1
Li – 1e- → Li1+ ( C.V.= 1s²)
Em compostos iônicos binários,
o hidrogênio (Z=1) forma o ânion
hidreto, H1-, cuja configuração
eletrônica é 1s².
Vários metais de transição
originam cátions cuja
configuração eletrônica não se
enquadra na teoria do octeto.
Ex1: 26Fe2+ (cátion ferro II ou
ferroso)
1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d6
Ex2: 29Cu1+(cátion cobre I ou
cuproso)
1s2 2s² 2p6 3s2 3p6 3d10
Os ametais, por sua vez,
possuem geralmente de 5 a 7
elétrons no nível de valência.
Em ligações iônicas, formam
ânions.
Ex 1: 15P: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p3
P + 3e- → P3- (C.V.= 3s² 3p6)
Ex 2: 8O: 1s² 2s² 2p4
O + 2e- → O2- ( C.V.= 2s² 2p6)
FÓRMULAS QUÍMICAS DOS
IÔNICOS
O fundamento teórico é que a
soma total das cargas positivas e
negativas seja igual a zero.
O composto químico é
eletricamente neutro.
O cátion, Cx+, (íon positivo) é
representado à esquerda da
fórmula e o ânion, Ay- ,(íon
negativo) à direita.
x+
yC A
→ CyAx
Ex1: Ca2+ P3- → Ca3P2
3 cátions Ca2+ = 3 x +2 = +6
2 ânions P3- = 2 x -3 = -6
Σ cargas = +6 -6 = Zero
Mg2+ Br1- → MgBr2
1 cátion Mg2+ = +2
2 ânions Br1- = 2 x -1 = -2
Σ cargas = +2 -2 = Zero
Caso os índices obtidos sejam
números redutíveis ou múltiplos
eles devem ser simplificados. Em
uma fórmula iônica, esses
valores devem ser os menores
possíveis.
Cu2+ O2- = Cu2O2 = CuO
Pb4+ S2- = Pb2S4 = PbS2
Em compostos binários resultantes
da combinação de metais com o
hidrogênio, este elemento forma o
ânion hidreto.
Ex1: Qual a fórmula química do
composto proveniente da
combinação entre os elementos
cálcio e hidrogênio?
6 3s2 3p6 4s2
Ca:
1s²
2s²
2p
20
Ca – 2e- → Ca2+ (C.V. = 3s²
3p6)
H + 1e- → H1- ( C.V = 1s²)
Fórmula: Ca2+ H1- → CaH2
PROPRIEDADES DOS
COMPOSTOS IÔNICOS
São explicadas em função das fortes
atrações de caráter elétrostático
entre cátions e ânions.
Os compostos iônicos são sólidos em
condições ambientes.
São cristalinos, duros e quebradiços.
Apresentam altos P.F e P.E
São isolantes elétricos no estado
sólido. Os íons “presos” nos retículos
não podem se mover.
Seu melhor solvente é a
água(solvente polar).
São condutores elétricos no estado
líquido ou em solução aquosa devido
ao fenômeno da dissociação iônica.
NaCℓ (s) → Na1+(aq) + Cℓ1-(aq)
NaCℓ (s) → Na1+(ℓ) + Cℓ1-(ℓ)