Íons e estabilidade eletrônica: por que as ligações químicas acontecem

Estabilidade eletrônica e energia: a “força motora” das ligações

Quando átomos interagem, o sistema tende a se reorganizar de modo a ficar mais estável. Em Química, uma forma prática de entender “estabilidade” é pensar em energia potencial: configurações em que as partículas ficam em um estado de menor energia são, em geral, mais favorecidas.

Ao aproximar átomos, duas tendências competem:

• Atrações entre cargas opostas (por exemplo, núcleo positivo atraindo elétrons).
• Repulsões entre cargas iguais (elétron com elétron, núcleo com núcleo).

Se, ao final, a reorganização eletrônica permitir que as atrações superem as repulsões de modo eficiente, o conjunto pode atingir um estado de menor energia. É nesse cenário que surgem ligações químicas e, com muita frequência, íons.

Íons: cátions e ânions

Íon é um átomo (ou grupo de átomos) que possui carga elétrica líquida porque perdeu ou ganhou elétrons. Como prótons não mudam em reações químicas comuns, a carga do íon depende do número de elétrons.

Cátion (perda de elétrons)

Cátion é um íon com carga positiva. Ele se forma quando um átomo perde elétrons:

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átomo  →  cátion + elétron(s)

Exemplo qualitativo: um átomo com 1 elétron “a mais” na camada externa pode ficar mais estável ao perder esse elétron, formando um cátion. A carga positiva aparece porque agora há mais prótons do que elétrons.

Ânion (ganho de elétrons)

Ânion é um íon com carga negativa. Ele se forma quando um átomo ganha elétrons:

átomo + elétron(s)  →  ânion

A carga negativa aparece porque agora há mais elétrons do que prótons.

Como calcular a carga do íon (regra prática)

Use a ideia de “saldo” entre prótons e elétrons:

• Carga = (nº de prótons) − (nº de elétrons)
• Se o átomo perde 2 elétrons, a carga aumenta em +2.
• Se o átomo ganha 1 elétron, a carga diminui em 1 (fica −1).

Exemplo genérico: se um átomo neutro perde 3 elétrons, vira um íon 3+. Se ganha 2 elétrons, vira 2−.

Atração eletrostática: por que íons “grudam”

Quando um cátion e um ânion se aproximam, há atração eletrostática (cargas opostas se atraem). Essa atração pode reduzir a energia potencial do sistema, favorecendo a formação de um arranjo ligado (como em sólidos iônicos).

Uma forma qualitativa de prever a intensidade dessa atração é lembrar de duas ideias:

• Quanto maior a carga (ex.: 2+ e 2− em vez de 1+ e 1−), mais forte tende a ser a atração.
• Quanto menor a distância entre os íons, mais forte tende a ser a atração.

Assim, formar íons e aproximá-los pode ser energeticamente vantajoso: o sistema “paga” um custo para criar íons (separar/transferir elétrons), mas “ganha” estabilidade quando as cargas opostas se organizam e a energia diminui devido à atração.

Cargas e escrita correta de íons

Para escrever íons, use o símbolo do elemento e a carga como sobrescrito:

• Na+, Ca2+, Al3+
• Cl−, O2−, N3−

Cuidados comuns:

• O número vem antes do sinal: 2+, 3− (não +2 na escrita química padrão).
• Se a carga for 1, geralmente omite-se o número: Na+ (não Na1+).

Raio iônico: tendência geral e relação com carga

Raio iônico é uma medida do “tamanho” efetivo de um íon. Ele muda em relação ao átomo neutro porque a quantidade de elétrons e a atração do núcleo sobre eles mudam.

Tendências gerais

• Cátions são menores que seus átomos neutros: ao perder elétrons, diminui a repulsão entre elétrons e, muitas vezes, a camada externa fica menos “inflada”, permitindo que o núcleo puxe os elétrons restantes mais para perto.
• Ânions são maiores que seus átomos neutros: ao ganhar elétrons, aumenta a repulsão entre elétrons na região externa, “expandindo” a nuvem eletrônica.

Exemplo qualitativo: Na+ é menor que Na; Cl− é maior que Cl.

Comparando íons com a mesma quantidade de elétrons (isoelectrônicos)

Quando diferentes íons têm o mesmo número de elétrons, o tamanho tende a depender de quão forte é a atração do núcleo:

• Mais prótons (maior carga nuclear) puxam os elétrons com mais força → raio menor.

Exemplo típico (mesmo nº de elétrons): O2− > F− > Na+ > Mg2+ (do maior para o menor).

Prevendo cargas de íons comuns pela posição na tabela periódica

Muitos elementos formam íons com cargas previsíveis porque tendem a atingir uma configuração eletrônica mais estável ao perder ou ganhar poucos elétrons. Uma regra prática é observar a família (grupo) na tabela periódica para elementos representativos (blocos s e p).

Atenção: metais de transição (bloco d) frequentemente formam mais de uma carga possível (ex.: ferro pode formar Fe2+ e Fe3+), então a previsão por grupo não é tão direta para eles.

Passo a passo: escrever íons e checar neutralidade em compostos iônicos

Em muitos compostos iônicos, a regra central é: a soma das cargas deve ser zero (neutralidade elétrica do composto).

Passo a passo para montar a fórmula de um composto iônico

• 1) Identifique o cátion e o ânion (e suas cargas).
• 2) Encontre a menor proporção inteira que zere a soma das cargas.
• 3) Escreva a fórmula com os índices (subscritos) correspondentes.
• 4) Verifique a neutralidade multiplicando carga × quantidade de íons.

Exemplo 1: formação de NaCl

• Íons: Na+ e Cl−
• Proporção: 1 de cada ( +1 + (−1) = 0 )
• Fórmula: NaCl

Exemplo 2: formação de MgCl₂

• Íons: Mg2+ e Cl−
• Para neutralizar +2, são necessários 2 ânions −1
• Verificação: 1×(+2) + 2×(−1) = 0
• Fórmula: MgCl2

Exemplo 3: formação de Al₂O₃

• Íons: Al3+ e O2−
• Menor múltiplo comum de 3 e 2 é 6: 2 alumínios dão +6; 3 oxigênios dão −6
• Verificação: 2×(+3) + 3×(−2) = 0
• Fórmula: Al2O3

Atividades guiadas (com verificação)

Atividade 1 — Escrevendo íons a partir da família

Escreva o íon mais comum formado por cada elemento:

• a) K (grupo 1)
• b) Ca (grupo 2)
• c) Al (grupo 13)
• d) O (grupo 16)
• e) Br (grupo 17)

Gabarito:

• a) K+
• b) Ca2+
• c) Al3+
• d) O2−
• e) Br−

Atividade 2 — Montando fórmulas e checando neutralidade

Monte a fórmula do composto iônico e mostre a soma das cargas:

• a) Li+ com O2−
• b) Ca2+ com F−
• c) Al3+ com S2−
• d) Mg2+ com N3−

Respostas (com verificação):

• a) Li2O → 2×(+1) + 1×(−2) = 0
• b) CaF2 → 1×(+2) + 2×(−1) = 0
• c) Al2S3 → 2×(+3) + 3×(−2) = 0
• d) Mg3N2 → 3×(+2) + 2×(−3) = 0

Atividade 3 — Diagnóstico rápido de neutralidade

Sem mudar os íons, verifique se as fórmulas abaixo estão eletricamente neutras. Se não estiverem, corrija:

• a) Na2Cl
• b) MgCl
• c) AlO
• d) K2S

Gabarito comentado:

• a) Na2Cl não é neutro: 2×(+1) + 1×(−1) = +1 → correto: NaCl
• b) MgCl não é neutro: 1×(+2) + 1×(−1) = +1 → correto: MgCl2
• c) AlO não é neutro: 1×(+3) + 1×(−2) = +1 → correto: Al2O3
• d) K2S é neutro: 2×(+1) + 1×(−2) = 0