COMPOSTOS IÔNICOS

 

Os compostos iônicos constituem uma classe principal de compostos. Eles consistem em íons, átomos ou grupos de átomos que têm uma carga elétrica positiva ou negativa. Muitos compostos com os quais estamos familiarizados são compostos por íons (Figura 1). O sal de cozinha, ou cloreto de sódio (NaCl), e a cal (CaO) são apenas dois deles. Para reconhecer compostos iônicos e escrever as fórmulas desses compostos, é importante que se conheçam as fórmulas e as cargas de íons comuns. Também é preciso conhecer os nomes dos íons e ser capaz de nomear os compostos que eles formam.

Os átomos de muitos elementos podem perder ou ganhar elétrons durante uma reação química . Para poder prever o resultado das reações químicas, é preciso saber se um elemento vai provavelmente ganhar ou perder elétrons, e quantos.

 

 

Figura 1. Alguns compostos iônicos comuns.

 

Nome

Comum

Nome

Fórmula

Íons Envolvidos

Calcita

Carbonato de cálcio

CaCO3

Ca2+ , CO3 2-

Fluorita

Fluoreto de cálcio

CaF2

Ca2+ , F-

Gipsita

Sulfato de cálcio dihidratado

CaSO4 . 2 H2O

Ca2+ , SO4 2-

Hematita

Óxido de ferro (III)

Fe2O3

Fe3+ , O2-

Orpimento

Sulfeto de arsênico

As2S3

As3+ , S2-


Cátions

 

Se um átomo perder um elétron (que é transferido a um átomo de outro elemento durante uma reação), o átomo tem agora menos elétrons negativos do que prótons positivos no núcleo. O resultado é um íon positivamente carregado é chamado de cátion. Por ter um excesso de carga positiva escrevemos o símbolo do cátion como por exemplo Li+ .

 

Átomo de Li -----------> e- + cátion Li+

 

 

Ânions

 

Inversamente, se um átomo ganhar um ou mais elétrons, terá então mais elétrons negativamente carregados do que prótons nucleares. O resultado é um ânion.

 

Átomo de O + 2e------------> ânion O2-

 

Aqui o átomo de O ganhou dois elétrons e ficou com excesso deles, e assim se escreve o símbolo do ânion como O2-.

Como saber se um átomo tem a tendência de formar um cátion ou um ânion? Depende do elemento ser um metal ou um não-metal.

• Metais geralmente perdem elétrons no curso de suas reações para formar cátions.

• Os não-metais ganham frequentemente um ou mais elétrons para formar ânions no curso de suas reações.

 

 

Íons Monoatômicos

 

Os íons monoatômicos são átomos solitários que ganharam ou perderem elétrons. Os metais tipicamente perdem elétrons para formar cátions monoatômicos, e os não-metais geralmente ganham elétrons para formar ânions monoatômicos. Como pode-se prever o número de elétrons ganhos ou perdidos? Isso depende basicamente da configuração eletrônica do elemento em estudo ao que se refere ao obedecimento à Regra do Octeto, em que o elemento deve apresentar 8 elétrons em sua última camada ou obedecer a configuração dos gases nobres, mas vale lembrar que esta regra apresenta exceções e pode não ser aplicável na prática. Metais dos grupos 1A a 3A apresentam quase todos a carga iônica relativa ao nível em que sem encontram. Por exemplo, um metal do nível 1A formará preferencialmente um íon de carga +1, e um metal 2A um íon de carga 2+, como se vê nos íons Na+, Ca2+, Al3+.

Já no caso dos metais de transição e dos semi-metais, essa tendência não é vista, e irá depender das propriedades periódicas dos elementos, como raio atômico e afinidade eletrônica.

 

Íons Poliatômicos

 

Os íons poliatômicos são constituídos por dois ou mais átomos, e o conjunto apresenta uma carga elétrica. Por exemplo, o íon carbonato, CO3 2-, é um ânion poliatômico comum que consiste em um átomo de carbono três átomos de oxigênio. O íon tem duas unidades de carga negativa porque há dois elétrons a mais (um total de 32) no íon do que prótons (um total de 30) nos núcleos.

Um cátion poliatômico comum é o NH4 +, o íon amônio. Nesse caso, quatro átomos de H cercam um átomo de N, e o íon tem uma carga elétrica + 1. Esse íon tem dez elétrons, mas há 11 prótons positivamente carregados nos núcleos dos átomos de nitrogênio e hidrogênio.

 


Figura 2. Compostos iônicos comuns que contêm íons poliatômicos.

 

 

Referência:

CHANG, Raymond - Química Geral - Conceitos Essenciais, 4 ed. ; São Paulo : McGraw-Hill, 2006

 

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