# Química inorgânica/Introdução/Íons e a regra do octeto/Ligações químicas

A fim de se estabelizarem, os ânions se ligam aos cátions para formar compostos. Estas ligações intramoleculares são divididas em três tipos:
* Ligação iônica - é realizada entre um ametal e um metal;
* Ligação covalente - é realizada entre dois ametais;
* Ligação metálica - é realizada entre dois metais.
O fator que mais interfere nos compostos é a disponibilidade de um elemento. A Terra é composta principalmente de nitrogênio, oxigênio e carbono, existindo uma grande quantidade de compostos formados por estes elementos.

### Métodos de representação

Pode-se representar um composto em quatro formas:
* Representação iônica - é ideal na ligação iônica (em alguns compostos covalentes não é muito adequada). Apresenta-se os cátions e os ânions, e a soma das cargas deve ser igual a zero;
* Método de Lewis - é ideal na ligação covalente e na iônica. Por meio de desenhos, apresenta-se as ligações eletrônicas. As bolas pretas indicam os elétrons, as setas indicam doações, e as setas duplas compartilhamentos;
* Fórmula estrutural - é parecido com o método de Lewis. No meio acadêmico, é bastante utilizada. Por meio de traços, os compartilhamentos ou doações de elétrons são representados;
* Fórmula química - apresenta os átomos que estão no complexo. O canto inferior direito do símbolo atômico é destinado a quantidade de átomos. Desta forma, o composto O$_2$ é formado por dois átomos de oxigênio. Quando há apenas um átomo de determinado elemento, não é obrigatório a colocação da quantidade. Deduz-se, por exemplo, que o composto H$_2$O tem dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio. Em compostos, o cátion deve vir antes do ânion.

### Ligação iônica

Como o prórpio nome sugere, é a ligação entre íons. Um ânion ametal liga-se a um cátion metal, seguindo a regra do octeto. Para isso, deve-se fazer o uso da tabela periódica:
| | 1 | | | | | | | | | | | | | | | | | 18 |
| 1 | 1,0 $_1$H Hidrogênio | 2 | | | | | | | | | | | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 4,0 $_2$He Hélio |
| 2 | 6,9 $_3$Li Lítio | 9,0 $_4$Be Berílio | | | | | | | | | | | 10,8 $_5$B Boro | 12,0 $_6$C Carbono | 14,0 $_7$N Nitrogênio | 16,0 $_8$O Oxigênio | 19,0 $_9$F Flúor | 20,2 $_{10}$Ne Neônio |
| 3 | 23,0 $_{11}$Na Sódio | 24,3 $_{12}$Mg Magnésio | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 27,0 $_{13}$Al Alumínio | 28,1 $_{14}$Si Silício | 31,0 $_{15}$P Fósforo | 32,1 $_{16}$S Enxofre | 35,5 $_{17}$Cl Cloro | 39,9 $_{18}$Ar Argônio |
| 4 | 39,1 $_{19}$K Potássio | 40,1 $_{20}$Ca Cálcio | 45 $_{21}$Sc Escândio | 47,9 $_{22}$Ti Titânio | 50,9 $_{23}$V Vanádio | 52,0 $_{24}$Cr Cromo | 54,9 $_{25}$Mn Manganês | 55,8 $_{26}$Fe Ferro | 58,9 $_{27}$Co Cobalto | 58,7 $_{28}$Ni Níquel | 63,5 $_{29}$Cu Cobre | 65,4 $_{30}$Zn Zinco | 69,7 $_{31}$Ga Gálio | 72,6 $_{32}$Ge Germânio | 74,9 $_{33}$As Arsênio | 79,0 $_{34}$Se Selênio | 79,9 $_{35}$Br Bromo | 83,8 $_{36}$Kr Criptônio |
| 5 | 85,5 $_{37}$Rb Rubídio | 87,6 $_{38}$Sr Estrôncio | 88,9 $_{39}$Y Ítrio | 91,2 $_{40}$Zr Zircônio | 92,9 $_{41}$Nb Nióbio | 95,9 $_{42}$Mo Molibdênio | 97,9 $_{43}$Tc Tecnécio | 101,1 $_{44}$Ru Rutênio | 102,9 $_{45}$Rh Ródio | 106,4 $_{46}$Pd Paládio | 107,9 $_{47}$Ag Prata | 112,4 $_{48}$Cd Cádmio | 114,8 $_{49}$In Índio | 118,7 $_{50}$Sn Estanho | 121,8 $_{51}$Sb Antimônio | 127,6 $_{52}$Te Telúrio | 126,9 $_{53}$I Iodo | 131,3 $_{54}$Xe Xenônio |
| 6 | 132,9 $_{55}$Cs Césio | 137,3 $_{56}$Ba Bário | Lantanídeos $_{57-71}$ La-Lu | 178,5 $_{72}$Hf Háfnio | 180,9 $_{73}$Ta Tântalo | 183,8 $_{74}$W Tungstênio | 186,2 $_{75}$Re Rênio | 190,2 $_{76}$Os Ósmio | 192,2 $_{77}$Ir Irídio | 195,1 $_{78}$Pt Platina | 197,0 $_{79}$Au Ouro | 200,6 $_{80}$Hg Mercúrio | 204,4 $_{81}$Tl Tálio | 207,2 $_{82}$Pb Chumbo | 209,0 $_{83}$Bi Bismuto | 209,0 $_{84}$Po Polônio | 210,0 $_{85}$At Astato | 222,0 $_{86}$Rn Radônio |
| 7 | 223 $_{87}$Fr Frâncio | 226 $_{88}$Ra Rádio | Actinídeos $_{89-103}$ Ac-Lr | 261 $_{104}$Rf Rutherfórdio | 262 $_{105}$Db Dúbnio | 266 $_{106}$Sg Seabórgio | 264 $_{107}$Bh Bóhrio | 277 $_{108}$Hs Hássio | 268 $_{109}$Mt Meitnério | 271 $_{110}$Ds Darmstádtio | 280 $_{111}$Rg Roentgênio | 285 $_{112}$Cn Copernício | 286 $_{113}$Uut Unúntrio | 289 $_{114}$Fl Fleróvio | 288 $_{115}$Uup Ununpêntio | 293 $_{116}$Lv Livermório | 294 $_{117}$Uus Ununséptio | 293 $_{118}$Uuo Ununóctio |
Lantanídeos :
| 138,9 $_{57}$La Lantâneo | 140,1 $_{58}$Ce Cério | 140,9 $_{59}$Pr Praseodímio | 144,2 $_{60}$Nd Neodímio | 145 $_{61}$Pm Promécio | 150,4 $_{62}$Sm Samário | 151,9 $_{63}$Eu Európio | 157,3 $_{64}$Gd Gadolínio | 158,9 $_{65}$Tb Térbio | 162,5 $_{66}$Dy Disprósio | 164,9 $_{67}$Ho Hôlmio | 167,3 $_{68}$Er Érbio | 168,9 $_{69}$Tm Túlio | 173,0 $_{70}$Yb Itérbio | 175,0 $_{71}$Lu Lutécio |
Actinídeos :
| 227 $_{89}$Ac Actínio | 232,0 $_{90}$Th Tório | 231,0 $_{91}$Pa Protactínio | 238,0 $_{92}$U Urânio | 237 $_{93}$Np Neptúnio | 244 $_{94}$Pu Plutônio | 243 $_{95}$Am Amerício | 247 $_{96}$Cm Cúrio | 247 $_{97}$Bk Berquélio | 251 $_{98}$Cf Califóornio | 252 $_{99}$Es Einstênio | 257 $_{100}$Fm Férmio | 258 $_{101}$Md Mendelévio | 259 $_{102}$No Nobélio | 262 $_{103}$Lr Laurêncio |
Nestes casos, os metais devem doar todos seus elétrons da camada de valência, e ao mesmo tempo, os ametais devem ficar com 8 elétrons nesta camada (exceto o hidrogênio, que necessita de 2, e o boro que precisa de 6). A soma das cargas na ligação iônica deve ser igual a zero para que seja possível formar o composto. Acompanhe três exemplos de ligação iônica:
    $\mathbf {O^{2-}} \qquad +\qquad \mathbf {Be^{2+}}$
Veja que com um átomo de oxigênio (que necessita de dois elétrons para estabilizar-se) e um de berílio (que deve doar seus dois elétrons) a soma das cargas é igual a zero - sendo possível a formação deste composto. Assim, o seguinte composto, denominado óxido de berílio, tem fórmula química BeO (pois necessitou de apenas um átomo de cada elemento). Pelo método de Lewis e pela fórmula estrutural, temos:
| ${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {Be} \bullet &\rightrightarrows &^{\bullet }\mathbf {O} ^{\bullet }\\&&^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ | $\mathbf {Be} =\mathbf {O}$ |
Na primeira representação (a de Lewis), é possível notar os elétrons de valência de cada átomo. Veja que o berílio (que deve doar todos seus elétrons desta camada) perde seus dois elétrons para o oxigênio, indicado pelas setas. O oxigênio, que já tem seis elétrons de valência, recebe os dois elétrons do berílio, e ocorre a estabilidade.
    $\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$
Veja que o octeto não foi formado, pois a soma das cargas resultou em -2. Acrescentemos mais átomos para que o composto se estabilize:
    $\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$
O octeto ainda não foi formado, já que a soma das cargas foi igual a -1. Continuemos a acrescentar átomos:
    $\mathbf {N^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}} \qquad +\qquad \mathbf {Au^{+}}$
Agora o octeto foi formado, sendo necessários três átomos de ouro I e um átomo de nitrogênio parra fazê-lo. Tal composto, o nitreto de ouro I, possui, então, a fórmula química Au$_3$N. As representações de Lewis e estrutural, são:
| ${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }&&\\\mathbf {Au} \bullet &\longrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }&\longleftarrow &\bullet \mathbf {Au} \\&&^{\bullet }&&\\&&\uparrow &&\\&&_{\bullet }&&\\&&\mathbf {Au} &&\\\end{matrix}}$ | ${\begin{matrix}\mathbf {Au} &-&\mathbf {N} &-&\mathbf {Au} \\&&|&&\\&&\mathbf {Au} &&\\\end{matrix}}$ |
Cada átomo de ouro I possui um elétron na camada de valência. É necessário três destes átomos para que o nitrogênio fique com 8 elétrons.
    $\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$
Observe que o octeto não foi formado, pois a soma das cargas é -1.
    $\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$
Mesmo acrescentando mais um átomo de cálcio, o octeto ainda não foi formado. A soma resultou em +1.
    $\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$
Acrescentado mais um átomo de fósforo, a soma é -2, e ainda não há estabilidade.
    $\mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {P^{3-}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}} \qquad +\qquad \mathbf {Ca^{2+}}$
Agora a soma das cargas é igual a zero, e portanto, o octeto foi formado. O composto acima, chamado de fosfeto de cálcio, tem a fórmula química Ca$_3$P$_2$. As representações de Lewis e estrutural deste composto são:
| ${\begin{matrix}_{\bullet }&&_{\bullet \bullet }&&&&_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }\\\mathbf {Ca} &\rightrightarrows &^{\bullet }\mathbf {P} ^{\bullet }&\longleftarrow &^{\bullet }\mathbf {Ca} ^{\bullet }&\longrightarrow &^{\bullet }\mathbf {P} ^{\bullet }&\leftleftarrows &\mathbf {Ca} \\^{\bullet }&&^{\bullet }&&&&^{\bullet }&&^{\bullet }\\\end{matrix}}$ | $\mathbf {Ca} =\mathbf {P} -\mathbf {Ca} -\mathbf {P} =\mathbf {Ca}$ |
Note que ocorre estabilidade. Todos os átomos de cálcio doam todos seus elétrons da camada de valência, e ao mesmo tempo, todos os átomos de fósforo ficam com 8 elétrons na camada de valência.

### Ligação covalente

Na ligação covalente, não ocorre uma doação de elétrons, mas um compartilhamento. Os compostos devem seguir a regra do octeto, em que um ânion ametal se liga a um cátion ametal, formando um composto molecular. O que determina o elemento que é o cátion ou o ânion é a eletronegatividade. O elemento mais eletronegativo é o ânion, e recebe carga imaginária negativa, enquanto que o cátion recebe carga imaginária positiva. A carga é dita imaginária justamente pelo fato de os átomos realmente não ganharem ou perderem elétron, simplesmente são compartilhados. O esquema abaixo apresenta os ametais em ordem crescente da eletronegatividade:
${\overrightarrow {\mathbf {Si} \quad \mathbf {B} \quad \mathbf {Te} \quad \mathbf {As} \quad \mathbf {P} \quad \mathbf {H} \quad \mathbf {At} \quad \mathbf {Se} \quad \mathbf {C} \quad \mathbf {S} \quad \mathbf {I} \quad \mathbf {Br} \quad \mathbf {N} \quad \mathbf {Cl} \quad \mathbf {O} \quad \mathbf {F} }}$
Você pode observar que em ligações covalentes o flúor (F) é sempre um ânion (pois não há ametal mais eletronegativo que ele) e o silício (Si) é sempre um cátion (já que este é o ametal menos eletronegativo). Na ligação covalente, chamamos de ligação simples quando um par de elétrons é compartilhado, dupla quanto são dois pares, e tripla quando são três pares. Abaixo, temos três exemplos de ligação covalente:
    $\mathbf {Cl^{-}} \qquad +\qquad \mathbf {H^{+}}$
Com um átomo cada já ocorre a estabilidade! Assim, a fórmula química deste composto é HCl, e se chama cloreto de hidrogênio. As representações são as seguintes:
| ${\begin{matrix}&&_{\bullet \bullet }\\\mathbf {H} \bullet &\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {Cl} ^{\bullet }\\&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ | $\mathbf {H} -\mathbf {Cl}$ |
Veja que a seta possui duas pontas neste caso. Como há apenas uma seta, significa que a ligação é simples e apenas um elétron de cada átomo (ou seja, um par) é compartilhado. Como o átomo de hidrogênio já tem um elétron na camada de valência, ao ter um elétron compartilhado do cloro, fica com dois elétrons e se estabiliza. O átomo de cloro, que já tem 7 elétrons, se estabiliza por ter um elétron compartilhado com o hidrogênio.
    $\mathbf {B^{3+}} \qquad +\qquad \mathbf {F^{-}}$
Com um átomo de flúor, a molécula é instável, pois a carga imaginária é -2.
    $\mathbf {B^{3+}} \qquad +\qquad \mathbf {F^{-}} +\qquad \mathbf {F^{-}} +\qquad \mathbf {F^{-}}$
Com três átomos de flúor, a carga torna-se 0, e portanto, a molécula se estabiliza. As representações de Lewis e estrutural do trifluoreto de boro (BF$_3$) são as seguintes:
| ${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {F} \bullet &\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {B} ^{\bullet }&\longleftrightarrow &\bullet \mathbf {F} \bullet \\^{\bullet \bullet \bullet }&&\updownarrow &&^{\bullet \bullet \bullet }\\&&_{\bullet \bullet }&&\\&&\bullet \mathbf {F} \bullet &&\\&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ | ${\begin{matrix}\mathbf {F} &-&\mathbf {B} &-&\mathbf {F} \\&&|&&\\&&\mathbf {F} &&\\\end{matrix}}$ |
Cada átomo de flúor compartilha um elétron (ligação simples) com o átomo de boro. O flúor já tem 7 elétrons. Com o elétron compartilhado, se estabilizam. O átomo de boro compartilha três elétrons. Como este já tem três elétrons de valência, ele se estabiliza com 6 elétrons.
    $\mathbf {C^{4+}} \qquad +\qquad \mathbf {O^{2-}} +\qquad \mathbf {O^{2-}}$
Com um átomo de carbono e dois de oxigênio, ocorre a estabilidade da molécula. O composto formado chama-se dióxido de carbono, e sua fórmula química é CO$_2$. As representações de Lewis e estrutural são as seguintes:
| ${\begin{matrix}_{\bullet \bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet \bullet \bullet }\\\mathbf {O} &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }&\Longleftrightarrow &\mathbf {O} \\^{\bullet \bullet \bullet }&&^{\bullet }&&^{\bullet \bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ | $\mathbf {O} =\mathbf {C} =\mathbf {O}$ |
Aqui cada átomo de oxigênio compartilha dois elétrons (ligação dupla) com o átomo de carbono. Cada oxigênio, que já têm 6 elétrons, têm mais dois elétrons cada um (provenientes do carbono), e estabilizam-se com 8 elétrons na camada de valência. O carbono, ao total, compartilha quatro elétrons, e como já tem quatro, fecha o composto com 8 elétrons.

### Ligação dativa

A ligação dativa é um tipo de ligação covalente (ou seja, entre ametais) em que um átomo rouba elétrons que não foram utilizados na ligação covalente. Inclusive, o átomo ladrão pode ser menos eletronegativo que o átomo roubado, e nestas ligações, o átomo que perdeu elétrons não se desestabiliza. O nitrogênio é o elemento que mais se envolve em assaltos na tabela periódica. Alguns ametais que possuem mais de dois períodos também costumam realizar ligação dativa, principalmente o enxofre e o fósforo. Ressaltamos que este tipo de ligação não é muito comum. Veja dois exemplos de ligação dativa:
${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }&&_{\bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }&\longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }&&^{\bullet \bullet }&&^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$
Note que o óxigênio e o nitrogênio do meio do composto compartilham dois pares de elétrons (ligação dupla). O oxigênio se estabiliza (6 + 2 = 8), mas o nitrogênio não (5 + 2 = 7). Assim, este nitrogênio compartilha um elétron com outro nitrogênio (ligação simples). O nitrogênio do centro se estabiliza (7 + 1 = 8), mas o da ponta não (5 + 1 = 6)! Na tentativa de se estabilizar, o nitrogênio da direita rouba dois elétrons do nitrogênio central:
| ${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet \\^{\bullet \bullet }\end{matrix}}$ | $\qquad \Longleftrightarrow \qquad$ | ${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ | $\qquad \longleftrightarrow \qquad$ $\qquad \rightrightarrows \qquad$ | ${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {N} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }\\\end{matrix}}$ |
${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }&&_{\bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet &\Longleftrightarrow &^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }\\^{\bullet \bullet }&&^{\bullet }\\\end{matrix}}$
Observe que com dois pares eletrônicos o oxigênio se estabiliza (6 + 2 elétrons), mas o carbono não (4 + 2 elétrons). Assim, o átomo de carbono rouba dois elétrons do oxigênio através da ligação dativa:
| ${\begin{matrix}_{\bullet \bullet }\\\bullet \mathbf {O} \bullet \\^{\bullet \bullet }\end{matrix}}$ | $\qquad \Longleftrightarrow \qquad$ $\qquad \rightrightarrows \qquad$ | ${\begin{matrix}_{\bullet }\\^{\bullet }\mathbf {C} ^{\bullet }\\^{\bullet }\\\end{matrix}}$ |
Assim, o carbono forma o octeto. Mesmo cedendo dois elétrons, o oxigênio não se desestabiliza.