A ligação iônica

O modelo iônico é a descrição da ligação química em termos dos íons. Ele tem aplicação especial na descrição de compostos binários formados por elementos metálicos e não metálicos. Um sólido iônico é um arranjo de cátions e ânions empilhados em uma estrutura regular. Por exemplo, no cloreto de sódio, os íons sódio se alternam com os íons cloro nas três dimensões. Os sólidos iônicos são exemplos de sólidos cristalinos, ou sólidos formados por átomos, moléculas ou íons amontoados em um arranjo regular.

Os íons e os compostos iônicos

Para visualizar os compostos iônicos, você terá de imaginar um grande número de cátions e ânions, juntos, em um arranjo regular tridimensional mantido pela atração entre suas cargas opostas. Cada cristal de cloreto de sódio, por exemplo, é um conjunto ordenado com um número muito grande de íons $\ce{Na^+}$ e $\ce{Cl^-}$ que se alternam.

O modelo nuclear do átomo explica facilmente a existência de íons monoatômicos (íons de um átomo). Quando um elétron é removido de um átomo neutro, a carga dos elétrons remanescentes não cancela mais a carga positiva do núcleo. Como um elétron tem uma unidade de carga negativa, cada elétron removido de um átomo neutro deixa um cátion com uma unidade a mais de carga positiva. Assim, um cátion sódio, $\ce{Na^+}$, é um átomo de sódio que perdeu um elétron. Quando um átomo de cálcio perde dois elétrons, torna-se o íon cálcio, com duas cargas positivas, $\ce{Ca^{2+}}$.

Cada elétron ganho por um átomo aumenta a carga negativa em uma unidade. Por isso, quando um átomo de flúor ganha um elétron, torna-se o íon fluoreto, com uma carga negativa, $\ce{F2}$. Quando um átomo de oxigênio ganha dois elétrons, torna-se o íon óxido, com duas cargas, $\ce{O^{2-}}$. Quando um átomo de nitrogênio ganha três elétrons, torna-se o íon nitreto, com três cargas, $\ce{N^{3-}}$.

O padrão de formação de íons pelos elementos do grupo principal pode ser resumido em uma regra simples: para os átomos mais à esquerda ou mais à direita da Tabela Periódica, os átomos perdem ou ganham elétrons até atingir o número de elétrons do átomo do gás nobre mais próximo. Isto é:

• Os elementos dos Grupos 1, 2 e 3 perdem elétrons até atingirem o mesmo número de elétrons do gás nobre no final do período anterior.
• Os elementos dos Grupos 14, 15, 16 e 17 ganham elétrons até atingirem o mesmo número de elétrons do gás nobre no final do seu período.

Por isso, o magnésio perde dois elétrons e torna-se $\ce{Mg^{2+}}$, que tem o número de elétrons do átomo de neônio. O selênio ganha dois elétrons e torna-se $\ce{Se^{2-}}$, que tem o número de elétrons do criptônio.

Os cátions que os elementos formam

Quando um átomo de um metal do bloco s forma um cátion, ele perde um ou mais elétrons até atingir a estrutura de gás nobre de seu caroço. Esse caroço normalmente tem a configuração da camada mais externa igual a ns2np6, que é chamada de octeto de elétrons. Assim, o sódio ($\ce{[Ne]}\,\mathrm{3s^1}$) perde seus elétrons $\mathrm{3s}$ para formar $\ce{Na^+}$, que tem a mesma configuração eletrônica do neônio, $\ce{[Ne]}$ ou $\mathrm{1s^1 2s^2 2p^6}$. Os íons $\ce{Na^+}$ não podem perder mais elétrons em uma reação química porque as energias de ionização dos elétrons do caroço são muito altas. Existem três exceções na formação de octetos no começo da Tabela Periódica. O hidrogênio perde seu único elétron para formar um próton exposto. Os átomos de lítio ($\ce{[He]}\,\mathrm{2s^1}$) e berílio ($\ce{[He]}\,\mathrm{2s^2}$) perdem seus dois elétrons $\mathrm{2s}$, formando um dubleto semelhante ao hélio, um par de elétrons com configuração semelhante à do hélio $\mathrm{1s^2}$, quando se convertem nos íons $\ce{Li^+}$ e $\ce{Li^{2+}}$.

Quando os átomos de elementos metálicos, que estão à esquerda do bloco p nos Períodos 2 e 3, perdem seus elétrons de valência, eles formam íons com a configuração eletrônica do gás nobre precedente. O alumínio, $\ce{[Ne]}\, \mathrm{3s^2 3p^1}$, por exemplo, forma $\ce{Al^{3+}}$ com a mesma configuração eletrônica do neônio. Quando, porém, os elementos metálicos do bloco p do Período 4 e os mais pesados perdem seus elétrons s e p, eles expõem um caroço de gás nobre rodeado por uma subcamada adicional completa de elétrons d. O gálio, por exemplo, forma o íon $\ce{Ga^{3+}}$ com configuração $\ce{[Ar]}\,\mathrm{3d^{10}}$. Os elétrons d dos átomos do bloco p estão firmemente presos ao núcleo e, na maior parte dos casos, não são perdidos.

Muitos elementos metálicos, como os dos blocos p e d, têm átomos que podem perder um número variável de elétrons, exibindo, portanto, valência variável. Como visto no Tópico 1C, o efeito do par inerte pressupõe que elementos pesados podem perder somente seus elétrons p de valência ou todos os elétrons p e s de valência. Esses elementos e os metais do bloco d podem formar compostos diferentes, como óxido de estanho(II), $\ce{SnO}$, e óxido de estanho(IV), $\ce{SnO2}$, no caso do estanho. Muitos elementos do bloco d também adquirem valência variável ao perderem elétrons d após a remoção de seus elétrons s. No bloco d, os elétrons ns são perdidos em primeiro lugar, seguido de um número variável de elétrons $(n-1)\mathrm{d}$. Por exemplo, para obter o íon $\ce{Fe^{2+}}$, dois elétrons $\mathrm{4s}$ são removidos do átomo de $\ce{Fe}$, cuja configuração é $\ce{[Ar]}\, \mathrm{3d^6 4s^2}$, para dar a configuração $\ce{[Ar]}\, \mathrm{3d^6}$, quando, então, um terceiro elétron é removido da subcamada $\mathrm{3d}$, gerando $\ce{Fe^{3+}}$ com configuração $\ce{[Ar]}\,\mathrm{3d^5}$.

Os ânions que os elementos formam

Os não metais raramente perdem elétrons em reações químicas porque suas energias de ionização são muito altas. Contudo, um átomo de um elemento não metálico pode adquirir elétrons suficientes para completar sua camada de valência e formar o octeto correspondente à configuração do gás nobre mais próximo ($\mathrm{1s^2}$ no caso do íon hidreto, $\ce{H^-}$). Quando a afinidade eletrônica do átomo é positiva, energia é liberada nesta etapa. Porém, em alguns casos, a afinidade eletrônica é negativa, quando o processo exige energia (como na formação de $\ce{O^{2-}}$ a partir de $\ce{O}$). Esse é o limite para o número de elétrons que um átomo de $\ce{O}$ pode ganhar, porque isso envolveria a acomodação de elétrons em uma camada de energia mais alta, o que representaria uma demanda de energia muito elevada. Por essa razão, para escrever a fórmula de um ânion monoatômico, você precisa adicionar um número suficiente de elétrons para completar a camada de valência. O nitrogênio, por exemplo, tem cinco elétrons de valência; logo, mais três elétrons são necessários para atingir a configuração de um gás nobre, o neônio. $$\ce{N}: \; \underset{ \mathrm{1s^2} }{ \boxed{ \uparrow \downarrow } } \;\; \underset{ \mathrm{2s^2} }{ \boxed{ \uparrow \downarrow } } \;\; \underset{ \mathrm{2p^3} }{ \boxed{ \uparrow \hspace{5pt} }\hspace{-0.4pt}\boxed{ \uparrow \hspace{5pt} }\hspace{-0.4pt}\boxed{ \uparrow \hspace{5pt} } } \;\ce{->[+3e^-]}\; \underset{ \mathrm{1s^2} }{ \boxed{ \uparrow \downarrow } } \;\; \underset{ \mathrm{2s^2} }{ \boxed{ \uparrow \downarrow } } \;\; \underset{ \mathrm{2p^6} }{ \boxed{ \uparrow \downarrow }\hspace{-0.4pt}\boxed{ \uparrow \downarrow }\hspace{-0.4pt}\boxed{ \uparrow \downarrow } }$$ Portanto, o íon nitreto é $\ce{N^{3-}}$, que tem a configuração eletrônica do neônio, $\mathrm{1s^2 2s^2 2p^6}$, o próximo gás nobre na Tabela Periódica.

A polarizabilidade e o poder de polarização

Considere a abordagem alternativa da ligação iônica e o modo como esta descrição pode ser aperfeiçoada. Todas as ligações iônicas têm algum caráter covalente. Para ver como o caráter covalente aparece, imagine um ânion monoatômico (como o $\ce{Cl^-}$) próximo a um cátion (como o $\ce{Na^+}$). Como as cargas positivas do cátion atraem os elétrons do ânion, a nuvem eletrônica esférica do ânion distorce-se na direção do cátion. Você pode interpretar essa distorção como uma tendência da densidade eletrônica da ligação de ocupar a região entre os núcleos, formando uma ligação covalente. Quanto maior é a distorção na nuvem de elétrons, maior é o caráter covalente da ligação.

Os átomos e íons com nuvens de elétrons que sofrem forte distorção são considerados muito polarizáveis. Pode-se esperar que um ânion seja muito polarizável se ele for volumoso, como o íon iodeto, $\ce{I^-}$. Em um ânion dessas proporções, o núcleo exerce controle muito pequeno sobre os elétrons mais externos porque a carga nuclear efetiva sentida pelos elétrons de valência é relativamente pequena (Tópico 1B). O resultado é que a nuvem eletrônica do ânion maior é distorcida com facilidade e o íon é muito polarizável. Os cátions, que têm menos elétrons do que os átomos originais, não são significativamente polarizáveis porque os elétrons que restam experimentam uma carga nuclear efetiva muito maior e, por essa razão, ficam mais fortemente presos.

Os átomos e íons capazes de provocar grandes distorções na nuvem eletrônica de seus vizinhos têm alto poder de polarização. Um cátion pode ter um alto poder de polarização se ele for pequeno e tiver carga elevada, como o cátion $\ce{Al^{3+}}$. Um raio pequeno significa que o centro de cargas de um cátion com carga elevada fica muito perto do ânion e pode exercer forte atração sobre seus elétrons. As ligações em compostos formados por um cátion pequeno e altamente carregado e um ânion volumoso e polarizável tendem a ter considerável caráter covalente.

Os cátions tornam-se menores, com carga maior e, portanto, com maior poder de polarização, da esquerda para a direita em um período. Assim, o $\ce{Be^{2+}}$ tem maior poder de polarização do que o $\ce{Li^+}$, e o $\ce{Mg^{2+}}$ tem maior poder de polarização do que o $\ce{Na^+}$. Por outro lado, os cátions ficam maiores e têm menor poder de polarização de cima para baixo em um grupo. Assim, o $\ce{Na^+}$ tem menor poder de polarização do que o $\ce{Li^+}$, e o $\ce{Mg^{2+}}$ tem menor poder de polarização do que o $\ce{Be^{2+}}$. Como o poder de polarização aumenta do $\ce{Li^+}$ para o $\ce{Be^{2+}}$, mas decresce do $\ce{Be^{2+}}$ para o $\ce{Mg^{2+}}$, os valores do poder de polarização dos vizinhos diagonais $\ce{Li^+}$ e $\ce{Mg^{2+}}$ devem ser semelhantes. Tais semelhanças nas propriedades de outros vizinhos nas diagonais da Tabela Periódica não são incomuns e fazem parte das relações diagonais na Tabela Periódica apresentadas no Tópico 1C.