Ligações Iônicas e Transferência de Elétrons

Iões são átomos ou moléculas que possuem uma carga elétrica. Um catião (um ião positivo) forma-se quando um átomo neutro perde um ou mais eletrões da sua camada de valência, e um anião (um ião negativo) forma-se quando um átomo neutro ganha um ou mais eletrões na sua camada de valência. Os compostos constituídos por iões são chamados compostos iónicos (ou sais) e os iões que os constituem são mantidos juntos por ligações iónicas: forças eletrostáticas de atração entre catiões e aniões opostamente carregados. 

Propriedades de Compostos Iónicos

As propriedades dos compostos iónicos trouxeram alguma luz relativamente à natureza das ligações iónicas.

• Os sólidos iónicos apresentam uma estrutura cristalina e tendem a ser rígidos e quebradiços; eles também tendem a ter pontos de fusão e ebulição elevados, o que sugere que ligações iónicas são muito fortes. 
• Os sólidos iónicos são também condutores pobres de eletricidade pela mesma razão — a força das ligações iónicas impede que os iões se movam livremente no estado sólido. 
• No entanto, a maioria dos sólidos iónicos dissolve-se rapidamente em água. Uma vez dissolvidos ou derretidos, os compostos iónicos são excelentes condutores de eletricidade e calor, pois os iões podem mover-se livremente.

A Formação de Compostos Iónicos

Muitos elementos metálicos têm potenciais de ionização relativamente baixos e perdem eletrões facilmente. Esses elementos ficam à esquerda em um período ou perto da parte inferior de um grupo na tabela periódica. Átomos de não-metais têm afinidades eletrónicas relativamente altas e, assim, rapidamente ganham eletrões perdidos por átomos de metal, enchendo assim as suas camadas de valência. Elementos não metálicos são encontrados no canto superior direito da tabela periódica.

Como todas as substâncias devem ser neutras em termos elétricos, o número total de cargas positivas dos catiões de um composto iónico deve ser igual ao número total de cargas negativas dos seus aniões. A fórmula de um composto iónico representa a relação mais simples dos números de iões necessários para obter números idênticos de cargas positivas e negativas. 

Os Compostos Iónicos Formam Estruturas Tridimensionais Regularmente Arranjadas

É importante notar, no entanto, que a fórmula de um composto iónico não representa o arranjo físico dos seus iões. É incorrecto referir-se à “molécula” de cloreto de sódio (NaCl), porque não existe uma única ligação iónica, per se, entre qualquer par específico de iões de sódio e cloreto. As forças atrativas entre iões são isotrópicas — iguais em todas as direções — o que significa que qualquer ião em particular é igualmente atraído por todos os iões de carga oposta próximos. Isto resulta em iões que se organizam em uma estrutura de rede tridimensional bem ligada. O cloreto de sódio, por exemplo, consiste em um arranjo regular de números iguais de catiões Na⁺ e aniões Cl^–. A forte atração eletrostática entre iões de Na⁺ e Cl^– mantém-os bem juntos no NaCl sólido. São necessários 769 kJ de energia para dissociar um mole de NaCl sólido em iões gasoso Na⁺ e Cl^– separados. 

Estruturas Eletrónicas de Catiões

Ao formar um catião, um átomo do elemento do grupo principal tende a perder todos os seus eletrões de valência, assumindo assim a estrutura eletrónica do gás nobre que o precede na tabela periódica. 

• Para os grupos 1 (metais alcalinos) e 2 (metais alcalinoterrosos), os números dos grupos são iguais aos números de eletrões na camada de valência e, consequentemente, às cargas dos catiões formados a partir dos átomos destes elementos quando todos os eletrões camada de valência são removidos. 
• Por exemplo, o cálcio é um elemento do grupo 2 cujos átomos neutros têm 20 eletrões e uma configuração de eletrões em estado fundamental de 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Quando um átomo de Ca perde ambos os seus eletrões de valência, o resultado é um catião com 18 eletrões, uma carga 2+, e uma configuração eletrónica de 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶. O ião Ca²⁺ é, portanto, isoeletrónico com o gás nobre Ar.
• Para os grupos 13–17, os números dos grupos excedem o número de eletrões de valência em 10 (contando com a possibilidade de subcamadas d cheias em átomos de elementos no quarto período e superiores). Assim, a carga de um catião formado pela perda de todos os eletrões de valência é igual ao número do grupo menos 10. Por exemplo, o alumínio (no grupo 13) forma iões 3+ (Al³⁺).

Excepções

• As excepções ao comportamento esperado envolvem elementos mais abaixo nos grupos. 
• Além dos iões Tl³⁺, Sn⁴⁺, Pb⁴⁺, e Bi⁵⁺ esperados, uma perda parcial dos eletrões da camada na valência destes átomos também pode levar à formação de iões Tl⁺, Sn²⁺, Pb²⁺, e Bi³⁺. A formação desses catiões 1+, 2+, e 3+ é atribuída ao efeito de par inerte, que reflete a energia relativamente baixa do par de eletrões s de valência para átomos dos elementos pesados dos grupos 13, 14, e 15. 
• O mercúrio (grupo 12) também apresenta um comportamento inesperado: forma um ião diatómico, Hg₂²⁺ (um ião formado por dois átomos de mercúrio, com uma ligação Hg-Hg), além do esperado ião monatómico Hg²⁺ (formado apenas por um átomo de mercúrio).
• Os elementos metálicos de transição e transição interna comportam-se de forma diferente dos elementos do grupo principal. A maioria dos catiões de metais de transição tem carga 2+ ou 3+ que resultam da perda de eletrões s mais exteriores primeiro, por vezes seguida da perda de um ou dois eletrões d da camada exterior seguinte.
• Embora as orbitais d dos elementos de transição sejam—de acordo com o princípio de Aufbau—as últimas a serem preenchidas ao criar configurações eletrónicas, os eletrões mais exteriores são os primeiros a serem perdidos quando estes átomos ionizam. Quando os metais de transição interna formam iões, eles normalmente têm carga 3+, resultante da perda dos seus eletrões s mais distantes e um eletrão d ou f.

Estruturas Eletrónicas de Aniões

A maioria dos aniões monatómicos forma-se quando um átomo não metálico neutro ganha eletrões suficientes para encher completamente as suas orbitais s e p exteriores, alcançando assim a configuração eletrónica do gás nobre seguinte. Assim, é simples determinar a carga de um ião assim negativo: A carga é igual ao número de eletrões que devem ser obtidos para encher as orbitais s e p do átomo que lhe deu origem. O oxigénio, por exemplo, tem a configuração eletrónica 1s²2s²2p⁴, enquanto que o anião de oxigénio tem a configuração eletrónica do gás nobre néon (Ne), 1s²2s²2p⁶. Os dois eletrões adicionais necessários para preencher as orbitais de valência fornecem ao ião óxido a carga de 2– (O^2–).

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 7.3: Ionic Bonding.