Ligação iônica: formação, rede cristalina e propriedades dos compostos iônicos

O que é ligação iônica (visão direta)

Ligação iônica é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas: cátions (carga positiva) e ânions (carga negativa). Em vez de formar “uma molécula” isolada, como costuma acontecer em muitas substâncias covalentes, os compostos iônicos organizam-se em um retículo cristalino (rede tridimensional) em que cada íon fica cercado por íons de carga oposta, maximizando atrações e minimizando repulsões.

Rede cristalina: por que não existe “molécula de NaCl”

Em um sólido iônico, não há unidades discretas do tipo “NaCl” separadas umas das outras. O que existe é um padrão repetitivo no espaço: cada Na⁺ interage com vários Cl⁻ ao redor, e cada Cl⁻ interage com vários Na⁺. A fórmula NaCl é uma fórmula unitária (ou fórmula empírica): ela indica a menor proporção inteira entre os íons que torna o composto eletricamente neutro.

Essa ideia vale para qualquer composto iônico: a fórmula não descreve uma molécula individual, mas a proporção de íons no cristal.

Como reconhecer o par cátion/ânion

• Cátion: geralmente vem de metais (ex.: Na, Mg, Ca, Al) e aparece com carga positiva (ex.: Na⁺, Mg²⁺).
• Ânion: geralmente vem de ametais (ex.: Cl, O) e aparece com carga negativa (ex.: Cl⁻, O²⁻).
• Em uma fórmula iônica, o cátion costuma ser escrito primeiro.

Escrevendo fórmulas unitárias por balanceamento de cargas (passo a passo)

A regra central é: a soma das cargas positivas deve igualar a soma das cargas negativas, resultando em carga total zero.

Passo a passo geral

1. Identifique o cátion e o ânion e suas cargas.
2. Escolha quantos de cada íon são necessários para que a carga total seja zero.
3. Escreva a fórmula com os menores números inteiros possíveis (simplifique se houver fator comum).
4. Cheque a neutralidade: (número de cátions × carga do cátion) + (número de ânions × carga do ânion) = 0.

Exemplo 1: NaCl

Íons: Na⁺ e Cl⁻

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• Uma carga +1 é neutralizada por uma carga −1.
• Proporção 1:1 → NaCl

Checagem: (+1) + (−1) = 0

Exemplo 2: MgCl₂

Íons: Mg²⁺ e Cl⁻

• O Mg tem +2.
• Cada Cl tem −1; são necessários 2 Cl⁻ para totalizar −2.
• Proporção 1:2 → MgCl2

Checagem: (+2) + 2(−1) = 0

Exemplo 3: CaO

Íons: Ca²⁺ e O²⁻

• +2 e −2 se neutralizam diretamente.
• Proporção 1:1 → CaO

Checagem: (+2) + (−2) = 0

Exemplo 4: Al₂O₃

Íons: Al³⁺ e O²⁻

• Precisamos do menor múltiplo comum entre 3 e 2, que é 6.
• Para +6: 2 Al³⁺ (2 × +3 = +6).
• Para −6: 3 O²⁻ (3 × −2 = −6).
• Proporção 2:3 → Al2O3

Checagem: 2(+3) + 3(−2) = +6 − 6 = 0

Atalho prático (com checagem)

Um atalho comum é “cruzar” os valores absolutos das cargas como índices e depois simplificar, mas sempre checando:

Mg2+  e  Cl−  →  MgCl2  (2 vai para o Cl)  ✔ sem simplificar
Al3+  e  O2−  →  Al2O3  (3 vai para o O; 2 vai para o Al) ✔ sem simplificar

Rede cristalina e propriedades macroscópicas

As propriedades típicas dos compostos iônicos decorrem do fato de que há muitas interações eletrostáticas fortes em todas as direções no retículo. Para separar íons, deslocá-los ou fazê-los fluir, é preciso vencer ou reorganizar essas atrações.

Altos pontos de fusão e ebulição

Para fundir ou ferver um composto iônico, é necessário desorganizar a rede e afastar íons que se atraem fortemente. Isso exige muita energia, por isso os pontos de fusão/ebulição tendem a ser altos.

Fragilidade (quebra ao invés de deformar)

Quando uma força desloca camadas do cristal, pode ocorrer alinhamento de íons de mesma carga lado a lado. A repulsão resultante favorece a ruptura do cristal, em vez de deformação plástica. Por isso, sólidos iônicos são frequentemente duros, porém quebradiços.

Solubilidade em solventes polares

Solventes polares (como água) podem estabilizar íons separados por interações do tipo íon–dipolo. Se a estabilização fornecida pelo solvente for suficiente para compensar a energia necessária para separar os íons da rede, o sólido tende a se dissolver.

• Regra prática: muitos compostos iônicos são solúveis em solventes polares, mas não é uma regra absoluta (depende do balanço energético entre rede cristalina e solvatação).
• Em solventes apolares, a dissolução costuma ser baixa, pois não há estabilização eficiente de cargas.

Condutividade elétrica: quando conduz e quando não conduz

Condução elétrica exige portadores de carga móveis.

• Sólido iônico: em geral não conduz, porque os íons estão presos em posições fixas no retículo.
• Fundido (líquido iônico): tende a conduzir, porque os íons ficam livres para se mover.
• Em solução aquosa: tende a conduzir, porque os íons dissolvidos podem migrar sob um campo elétrico.

Exercícios (prever fórmula e propriedades)

Parte A — Escreva a fórmula unitária (balanceamento de cargas)

1. Íons: K⁺ e O²⁻. Escreva a fórmula.
2. Íons: Ca²⁺ e F⁻. Escreva a fórmula.
3. Íons: Al³⁺ e Cl⁻. Escreva a fórmula.
4. Íons: Mg²⁺ e N³⁻. Escreva a fórmula.

Parte B — Preveja propriedades a partir de rede iônica e íons móveis

Para cada situação, marque: conduz ou não conduz, e justifique com “há íons móveis” ou “íons presos no retículo”.

1. NaCl(s) (sólido) em temperatura ambiente.
2. NaCl(l) (fundido).
3. NaCl(aq) (dissolvido em água).
4. MgO(s) (sólido).

Agora responda:

1. Qual tende a ter maior ponto de fusão: NaCl ou MgO? Explique usando a ideia de atrações eletrostáticas na rede (cargas dos íons).
2. Um cristal iônico submetido a impacto tende a deformar ou quebrar? Relacione com o alinhamento de cargas iguais.
3. Um composto iônico tende a ser mais solúvel em água ou em hexano? Justifique com polaridade do solvente e estabilização de íons.

Gabarito rápido (para conferência)

• A1: K2O
• A2: CaF2
• A3: AlCl3
• A4: Mg3N2
• B1: não conduz (íons presos)
• B2: conduz (íons móveis)
• B3: conduz (íons móveis)
• B4: não conduz (íons presos)