Nomenclatura iónica e covalente e valência para Química HSC
Aprenda a usar valência, carga iónica, estados de oxidação e regras de nomenclatura para escrever e interpretar fórmulas iónicas e covalentes.
Suponha que lhe pedem para escrever a fórmula do óxido de ferro(III). Qual parece correta: \(\ce{FeO}\), \(\ce{Fe2O3}\) ou \(\ce{Fe3O2}\)?
Uma escolha tentadora é \(\ce{Fe3O2}\). Afinal, o nome contém «III», e o óxido tem valência 2. Mas o algarismo romano não indica quantos átomos de ferro deve escrever. Indica o estado de oxidação do ferro. A fórmula tem então de ser construída de modo que as cargas positivas e negativas se anulem.
Assim, obtém-se \(\ce{Fe2O3}\).
Esta é a ideia central da nomenclatura química: os nomes e as fórmulas contêm tipos diferentes de informação, e é preciso saber qual dessas informações determina os índices.
01Três ideias que são fáceis de confundir
Antes de dar nomes aos compostos, separe três ideias relacionadas: valência, carga iónica e estado de oxidação.
| Ideia | O que indica | Exemplo |
|---|---|---|
| Valência | Uma medida simples da capacidade de combinação | Mg tem valência 2 em compostos comuns |
| Carga iónica | A carga efetivamente transportada por um ião | \(\mathrm{Mg}^{2+}\) |
| Estado de oxidação | Um valor algébrico com sinal atribuído a um átomo numa substância | Mg é \(+2\) em \(\ce{MgCl2}\) |
Ao nível do HSC, a valência é útil como atalho para escrever fórmulas, especialmente no caso de iões monoatómicos familiares. O magnésio forma habitualmente \(\mathrm{Mg}^{2+}\), por isso dizemos muitas vezes que tem valência 2. O cloro forma habitualmente \(\mathrm{Cl}^{-}\), por isso a sua valência é 1.
Mas a valência não é exatamente a mesma coisa que o estado de oxidação.
A valência é normalmente escrita como um número inteiro sem sinal. O estado de oxidação tem sinal e depende do composto. Um elemento pode apresentar vários estados de oxidação.
O ferro, por exemplo, ocorre frequentemente tanto como \(\mathrm{Fe}^{2+}\) como \(\mathrm{Fe}^{3+}\). É por isso que nomes como cloreto de ferro(II) e cloreto de ferro(III) precisam de um algarismo romano.
02As fórmulas iónicas são determinadas pela carga
Imagine um composto iónico como um jantar com regras muito rigorosas: cada carga positiva tem de ser anulada por uma quantidade igual de carga negativa antes que alguém se possa sentar.
Um \(\mathrm{Na}^{+}\) e um \(\mathrm{Cl}^{-}\) funcionam perfeitamente:
\[ (+1)+(-1)=0 \]
Por isso, o cloreto de sódio é \(\ce{NaCl}\).
Agora considere magnésio e cloreto. Um \(\mathrm{Mg}^{2+}\) tem duas unidades de carga positiva, enquanto cada \(\mathrm{Cl}^{-}\) fornece apenas uma unidade de carga negativa.
São necessários dois iões cloreto:
\[ (+2)+2(-1)=0 \]
Logo, a fórmula é \(\ce{MgCl2}\).
A imagem do jantar é apenas uma analogia. Um sólido iónico não é constituído por pequenas moléculas separadas de \(\ce{MgCl2}\) dispostas aos pares. Forma uma grande rede tridimensional. A fórmula \(\ce{MgCl2}\) indica a razão mais simples, em números inteiros, entre os iões.
Cargas de iões comuns que convém conhecer
Não é necessário deduzir todos os iões comuns do zero de cada vez.
| Ião ou grupo | Carga comum |
|---|---|
| Iões de metais do Grupo 1, como \(\mathrm{Na}^{+}\), \(\mathrm{K}^{+}\) | \(+1\) |
| Iões de metais do Grupo 2, como \(\mathrm{Mg}^{2+}\), \(\mathrm{Ca}^{2+}\) | \(+2\) |
| \(\mathrm{Al}^{3+}\) | \(+3\) |
| \(\mathrm{Ag}^{+}\) | \(+1\) |
| \(\mathrm{Zn}^{2+}\) | \(+2\) |
| Iões halogeneto, como \(\mathrm{Cl}^{-}\), \(\mathrm{Br}^{-}\) | \(-1\) |
| Óxido, \(\mathrm{O}^{2-}\) | \(-2\) |
| Sulfureto, \(\mathrm{S}^{2-}\) | \(-2\) |
| Nitreto, \(\mathrm{N}^{3-}\) | \(-3\) |
| Amónio, \(\ce{NH4+}\) | \(+1\) |
| Hidróxido, \(\ce{OH^-}\) | \(-1\) |
| Nitrato, \(\ce{NO3^-}\) | \(-1\) |
| Carbonato, \(\ce{CO3^2-}\) | \(-2\) |
| Sulfato, \(\ce{SO4^2-}\) | \(-2\) |
| Fosfato, \(\ce{PO4^3-}\) | \(-3\) |
Iões poliatómicos como o sulfato e o nitrato comportam-se como uma única unidade carregada quando se constrói uma fórmula iónica.
Exemplo resolvido: Escrever a fórmula do óxido de alumínio
Escreva a fórmula química do óxido de alumínio.
Passo 1
O alumínio forma \(\mathrm{Al}^{3+}\). O óxido é \(\mathrm{O}^{2-}\).
Passo 2
O mínimo múltiplo comum de 3 e 2 é 6.
Dois iões alumínio dão:
\[ 2(+3)=+6 \]
Três iões óxido dão:
\[ 3(-2)=-6 \]
Passo 3
\[ \ce{Al2O3} \]
O resultado significa que a razão neutra mais simples em termos de carga é de dois iões alumínio para cada três iões óxido.
Um atalho de «cruzar as cargas» também daria os índices 2 e 3. Esse atalho é útil para verificar o trabalho, mas o equilíbrio de cargas é a razão pela qual funciona. Se compreender as cargas, será muito menos provável que aplique o atalho de forma incorreta.
Simplifique sempre uma razão iónica
O que acontece com o óxido de cálcio?
O cálcio é \(\mathrm{Ca}^{2+}\), e o óxido é \(\mathrm{O}^{2-}\). Cruzar mecanicamente os 2 poderia dar \(\ce{Ca2O2}\).
Mas um ião cálcio já equilibra um ião óxido:
\[ (+2)+(-2)=0 \]
A razão mais simples é, portanto, \(1:1\), logo a fórmula é:
\[ \ce{CaO} \]
As fórmulas iónicas usam a razão mais baixa em números inteiros.
03Os iões poliatómicos mantêm-se juntos
Considere agora o nitrato de cálcio.
O cálcio é \(\mathrm{Ca}^{2+}\), enquanto o nitrato é \(\ce{NO3^-}\). São necessários dois iões nitrato:
\[ (+2)+2(-1)=0 \]
A fórmula é:
\[ \ce{Ca(NO3)2} \]
Os parênteses são importantes. O índice 2 aplica-se ao ião nitrato inteiro.
Sem parênteses, \(\ce{CaNO3_2}\) não comunicaria corretamente a estrutura.
Há também uma regra importante implícita aqui: não altere os índices dentro de um ião poliatómico ao equilibrar cargas. O nitrato é \(\ce{NO3^-}\). Não pode transformá-lo numa nova disposição de azoto e oxigénio apenas para tornar a aritmética mais conveniente.
Exemplo resolvido: Escrever a fórmula do sulfato de ferro(III)
Escreva a fórmula química do sulfato de ferro(III).
Passo 1
Ferro(III) significa que o ferro tem estado de oxidação \(+3\). Para este ião monoatómico de ferro, isso corresponde a \(\mathrm{Fe}^{3+}\).
O sulfato é \(\ce{SO4^2-}\).
Passo 2
O mínimo múltiplo comum de 3 e 2 é 6.
Dois iões \(\mathrm{Fe}^{3+}\) contribuem com \(+6\).
Três iões sulfato contribuem com:
\[ 3(-2)=-6 \]
Passo 3
\[ \ce{Fe2(SO4)3} \]
Os parênteses são necessários porque existem três iões sulfato completos.
04Dar nomes a compostos iónicos
Escrever a fórmula é uma direção. As questões do HSC podem igualmente fornecer-lhe uma fórmula e pedir o respetivo nome.
A regra básica é:
- Dê primeiro o nome do ião positivo.
- Dê depois o nome do ião negativo.
- Num ião negativo monoatómico, use a terminação estabelecida correspondente a -eto ou -ido, conforme o elemento.
- Mantenha o nome estabelecido de um ião poliatómico.
- Se o metal puder ter diferentes estados de oxidação, indique o seu estado de oxidação com um algarismo romano.
Por exemplo:
| Fórmula | Nome |
|---|---|
| \(\ce{NaCl}\) | cloreto de sódio |
| \(\ce{MgO}\) | óxido de magnésio |
| \(\ce{Al2S3}\) | sulfureto de alumínio |
| \(\ce{CaCO3}\) | carbonato de cálcio |
| \(\ce{FeCl2}\) | cloreto de ferro(II) |
| \(\ce{FeCl3}\) | cloreto de ferro(III) |
Repare no que não aparece: prefixos como di-, tri- e tetra-.
Não se chama a \(\ce{MgCl2}\) «dicloreto de magnésio» quando se utiliza a nomenclatura iónica padrão. A razão \(1:2\) resulta do equilíbrio de cargas, por isso não é necessário um prefixo.
05Determinar o estado de oxidação de um metal a partir de uma fórmula
Suponha que lhe é dado \(\ce{Cu2O}\).
O cobre pode apresentar mais do que um estado de oxidação, por isso dizer simplesmente «óxido de cobre» omite informação útil.
Como pode determinar o algarismo romano?
O óxido tem estado de oxidação \(-2\). O composto é neutro, por isso a soma dos estados de oxidação tem de ser zero.
Seja \(x\) o estado de oxidação de cada átomo de cobre:
\[ 2x+(-2)=0 \]
Logo:
\[ 2x=+2 \]
e:
\[ x=+1 \]
Assim, \(\ce{Cu2O}\) é óxido de cobre(I).
Exemplo resolvido: Dar nome a \(\ce{Co2O3}\)
Dê o nome do composto iónico \(\ce{Co2O3}\).
Passo 1
O oxigénio tem normalmente estado de oxidação \(-2\) nos óxidos comuns.
Três átomos de oxigénio contribuem, portanto, com:
\[ 3(-2)=-6 \]
Passo 2
Seja \(x\) o estado de oxidação de cada átomo de cobalto.
\[ 2x-6=0 \]
Logo:
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
Passo 3
O metal é cobalto, o seu estado de oxidação é \(+3\), e \(\mathrm{O}^{2-}\) é óxido.
O nome é óxido de cobalto(III).
O algarismo romano III significa \(+3\). Não significa que a fórmula contenha três átomos de cobalto.
06O estado de oxidação não é o mesmo que a carga total de um ião
Esta distinção torna-se especialmente importante com iões poliatómicos.
Considere o sulfato, \(\ce{SO4^2-}\).
O ião sulfato inteiro tem carga \(-2\). Isso não significa que o enxofre tenha estado de oxidação \(-2\).
O oxigénio tem normalmente estado de oxidação \(-2\). Quatro átomos de oxigénio contribuem, portanto, com:
\[ 4(-2)=-8 \]
A soma dos estados de oxidação dentro do ião tem de ser igual à carga total do ião, \(-2\).
Seja \(x\) o estado de oxidação do enxofre:
\[ x-8=-2 \]
logo:
\[ x=+6 \]
O enxofre tem, portanto, estado de oxidação \(+6\) no sulfato, apesar de o ião sulfato, no seu conjunto, ter carga \(-2\).
É por isso que «carga» e «estado de oxidação» não devem ser usados como termos equivalentes.
Um pequeno conjunto de regras de estados de oxidação é suficiente para resolver muitos problemas:
- um elemento isolado tem estado de oxidação \(0\)
- um ião monoatómico tem um estado de oxidação igual à sua carga iónica
- os estados de oxidação somam \(0\) num composto neutro
- os estados de oxidação somam a carga total num ião poliatómico
- o oxigénio é normalmente \(-2\)
- o hidrogénio é normalmente \(+1\)
A palavra normalmente é importante. A Química contém exceções, e encontrará algumas delas quando a oxidação e a redução se tornarem uma parte mais importante do curso.
07A nomenclatura covalente utiliza um sistema diferente
Considere agora \(\ce{N2O4}\).
Se tentasse tratar este composto como um composto iónico, encontraria imediatamente um problema. Não existe um catião metálico cuja carga tenha de ser equilibrada com a de um anião.
Nos compostos covalentes binários simples, o nome indica, em vez disso, quantos átomos estão representados na fórmula.
Preveja o nome de \(\ce{N2O4}\). Seria «óxido de azoto» suficiente?
Não. Existem vários compostos que contêm azoto e oxigénio, por isso o número de átomos é importante. Os prefixos transmitem essa informação.
| Número | Prefixo |
|---|---|
| 1 | mono- |
| 2 | di- |
| 3 | tri- |
| 4 | tetra- |
| 5 | penta- |
| 6 | hexa- |
| 7 | hepta- |
| 8 | octa- |
| 9 | nona- |
| 10 | deca- |
Para um composto covalente binário:
- dê o nome do primeiro elemento
- use um prefixo numérico quando existir mais do que um átomo do primeiro elemento
- dê ao segundo elemento a forma nominal adequada com terminação correspondente a -eto ou óxido, conforme o caso
- use um prefixo para indicar o número de átomos do segundo elemento, incluindo mono- quando existe apenas um
O prefixo mono- é normalmente omitido no primeiro elemento.
Alguns nomes contraem vogais adjacentes. Por exemplo, mono + óxido dá monóxido, e tetra + óxido dá tetróxido.
Exemplo resolvido: Dar nome a \(\ce{N2O4}\)
Dê o nome do composto covalente binário \(\ce{N2O4}\).
Passo 1
Existem dois átomos de azoto. O prefixo para dois é di-.
Isto dá diazoto.
Passo 2
Existem quatro átomos de oxigénio. O prefixo é tetra-, e oxigénio torna-se óxido.
«Tetraóxido» contrai-se para tetróxido.
Passo 3
O nome é tetróxido de diazoto.
Os prefixos codificam diretamente a contagem de átomos \(2:4\) na fórmula escrita. Não a simplifique para \(\ce{NO2}\) apenas porque ambos os índices são divisíveis por 2. Uma fórmula molecular e uma razão empírica iónica desempenham funções diferentes.
Exemplo resolvido: Escrever a fórmula do hexafluoreto de enxofre
Escreva a fórmula do hexafluoreto de enxofre.
Passo 1
Não existe prefixo antes de enxofre, por isso existe um átomo de enxofre.
Passo 2
Hexa- significa seis. Fluoreto indica que o segundo elemento é o flúor.
Existem, portanto, seis átomos de flúor.
Passo 3
\[ \ce{SF6} \]
Aqui não há qualquer cálculo de equilíbrio de cargas. A palavra hexa- já indicou o índice necessário.
08Iónico ou covalente? Decida antes de aplicar uma regra de nomenclatura
Muitos erros de nomenclatura acontecem porque um aluno se lembra de uma regra, mas a aplica ao tipo errado de composto.
Use a composição como primeira pista.
| O que vê | Tratamento provável |
|---|---|
| Metal + não metal | Iónico |
| Metal + ião poliatómico | Iónico |
| Amónio + anião | Iónico |
| Dois não metais num composto binário simples | Nomenclatura covalente com prefixos |
Por exemplo:
- \(\ce{CaCl2}\): o cálcio é um metal, por isso use nomenclatura iónica -> cloreto de cálcio
- \(\ce{NCl3}\): o azoto e o cloro são não metais, por isso use prefixos -> tricloreto de azoto
- \(\ce{CuSO4}\): cobre mais sulfato forma um composto iónico -> determine o estado de oxidação do cobre, obtendo sulfato de cobre(II)
Esta regra está deliberadamente centrada nos compostos inorgânicos comuns abordados aqui. Ácidos, hidratos, compostos orgânicos e compostos de coordenação mais avançados exigem regras adicionais de nomenclatura.
09Um método melhor do que memorizar «cruzar as cargas»
O método de cruzar as cargas pode ser útil, mas torna-se perigoso quando substitui o raciocínio.
Por exemplo, suponha que precisa da fórmula do sulfato de alumínio.
Sabe que:
\[ \mathrm{Al}^{3+} \]
e:
\[ \ce{SO4^2-} \]
Cruzar os valores absolutos das cargas sugere:
\[ \ce{Al2(SO4)3} \]
Neste caso, o resultado está correto.
Mas o raciocínio mais sólido é:
\[ 2(+3)+3(-2)=0 \]
Isto mostra porquê que existem dois iões alumínio e três iões sulfato. Também recorda que o sulfato é um único ião intacto, pelo que são necessários parênteses.
Em vez disso, use este processo de decisão:
Do nome para uma fórmula iónica
- Identifique o catião e o anião.
- Escreva as respetivas cargas.
- Encontre o menor número de cada um que faça com que a carga total seja zero.
- Use parênteses se for necessário mais do que um ião poliatómico.
- Verifique se a razão não pode ser simplificada.
De uma fórmula iónica para o nome
- Identifique o catião e o anião.
- Determine se o metal apresenta um estado de oxidação variável.
- Se apresentar, calcule esse estado de oxidação através do equilíbrio de cargas.
- Escreva o estado de oxidação como algarismo romano.
- Dê corretamente o nome ao anião.
Do nome covalente para a fórmula
- Identifique cada elemento.
- Converta diretamente cada prefixo num índice.
- Não equilibre cargas na fórmula.
Da fórmula covalente para o nome
- Conte cada tipo de átomo.
- Converta os números em prefixos.
- Omita mono- no primeiro elemento.
- Dê ao segundo elemento a terminação adequada de anião.
10Os erros mais tentadores
Erro 1: Tratar um algarismo romano como um índice
Cloreto de ferro(III) não é \(\ce{Fe3Cl}\).
O III significa que o ferro tem estado de oxidação \(+3\):
\[ \mathrm{Fe}^{3+} \]
Cada cloreto é \(\mathrm{Cl}^{-}\), por isso são necessários três cloretos:
\[ \ce{FeCl3} \]
Erro 2: Usar prefixos covalentes em compostos iónicos
\(\ce{CaCl2}\) é cloreto de cálcio, e não dicloreto de cálcio.
O índice 2 já é determinado pelas cargas \(\mathrm{Ca}^{2+}\) e \(\mathrm{Cl}^{-}\).
Erro 3: Assumir que o índice é igual ao estado de oxidação
Em \(\ce{Fe2O3}\), o ferro não é \(+2\) por o seu índice ser 2.
Três átomos de oxigénio com estado de oxidação \(-2\) contribuem com \(-6\). Os dois átomos de ferro têm de contribuir, em conjunto, com \(+6\), por isso cada átomo de ferro é \(+3\).
O composto é óxido de ferro(III).
Erro 4: Esquecer-se de simplificar razões iónicas
Para \(\mathrm{Ca}^{2+}\) e \(\mathrm{O}^{2-}\), um cruzamento mecânico das cargas poderia produzir \(\ce{Ca2O2}\).
A razão correta mais simples é:
\[ \ce{CaO} \]
Erro 5: Alterar internamente um ião poliatómico
O sulfato é \(\ce{SO4^2-}\). Se forem necessários três sulfatos, escreva:
\[ \ce{(SO4)3} \]
Não altere a própria unidade \(\ce{SO4}\).
11Perguntas e soluções
Pergunta 1
Dê o nome do composto \(\ce{K2S}\). Explique por que razão o nome não necessita de um prefixo numérico.
Solução 1
O composto é sulfureto de potássio.
O potássio é um metal do Grupo 1 e forma \(\mathrm{K}^{+}\). O enxofre forma o ião sulfureto, \(\mathrm{S}^{2-}\). São, portanto, necessários dois iões potássio para equilibrar um ião sulfureto:
\[ 2(+1)+(-2)=0 \]
O composto é iónico, por isso a razão \(2:1\) é determinada pelo equilíbrio de cargas. Prefixos numéricos como di- não são utilizados no nome iónico padrão.
Pergunta 2
Escreva a fórmula química do nitreto de magnésio.
Solução 2
A fórmula é \(\ce{Mg3N2}\).
O magnésio forma \(\mathrm{Mg}^{2+}\), enquanto o nitreto é \(\mathrm{N}^{3-}\). A menor carga total comum é 6:
\[ 3(+2)=+6 \]
e:
\[ 2(-3)=-6 \]
Assim, três iões magnésio equilibram dois iões nitreto:
\[ \ce{Mg3N2} \]
A razão \(3:2\) já é a razão mais baixa em números inteiros.
Pergunta 3
Escreva a fórmula química do sulfato de alumínio.
Solução 3
A fórmula é \(\ce{Al2(SO4)3}\).
O alumínio forma \(\mathrm{Al}^{3+}\), e o sulfato é \(\ce{SO4^2-}\). Dois iões alumínio contribuem com \(+6\), enquanto três iões sulfato contribuem com \(-6\):
\[ 2(+3)+3(-2)=0 \]
Logo:
\[ \ce{Al2(SO4)3} \]
Os parênteses são necessários porque a fórmula contém três iões sulfato completos. A fórmula interna \(\ce{SO4}\) não deve ser alterada durante o equilíbrio de cargas.
Pergunta 4
Dê o nome de \(\ce{MnO2}\), sabendo que o manganês pode formar iões com diferentes estados de oxidação.
Solução 4
O composto é óxido de manganês(IV).
Cada oxigénio tem estado de oxidação \(-2\). Dois átomos de oxigénio contribuem, portanto, com:
\[ 2(-2)=-4 \]
O composto é neutro, por isso o manganês tem de contribuir com \(+4\):
\[ x-4=0 \]
\[ x=+4 \]
O algarismo romano IV regista este estado de oxidação. O índice 2 pertence ao oxigénio e não significa que o manganês tenha estado de oxidação \(+2\).
Pergunta 5
Dê o nome sistemático covalente binário de \(\ce{N2O3}\) e determine o estado de oxidação do azoto no composto.
Solução 5
O nome é trióxido de diazoto, e o azoto tem estado de oxidação \(+3\).
A nomenclatura e o cálculo do estado de oxidação são duas tarefas distintas.
Para o nome, dois átomos de azoto correspondem ao prefixo di-, e três átomos de oxigénio correspondem a tri- mais óxido:
trióxido de diazoto
Para o estado de oxidação, o oxigénio é normalmente \(-2\). Três átomos de oxigénio contribuem com:
\[ 3(-2)=-6 \]
Seja \(x\) o estado de oxidação de cada átomo de azoto. Como o composto é neutro:
\[ 2x-6=0 \]
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
A distinção importante é que o prefixo di- indica o número de átomos de azoto, enquanto o estado de oxidação \(+3\) descreve o estado de contabilização eletrónica atribuído a cada átomo de azoto.
Pergunta 6
Um aluno utiliza o método de cruzar as cargas no óxido de cálcio e escreve \(\ce{Ca2O2}\). O aluno argumenta que as cargas foram copiadas corretamente, por isso a fórmula tem de estar correta. Avalie o argumento e apresente a fórmula correta.
Solução 6
A fórmula correta é \(\ce{CaO}\), por isso o argumento do aluno está incompleto.
O cálcio forma \(\mathrm{Ca}^{2+}\), e o óxido é \(\mathrm{O}^{2-}\). Um de cada já produz uma combinação neutra:
\[ (+2)+(-2)=0 \]
A razão é, portanto, \(1:1\).
Embora cruzar mecanicamente os valores absolutos das cargas possa produzir a razão temporária \(2:2\), uma fórmula iónica tem de ser reduzida à razão mais simples em números inteiros:
\[ \ce{Ca2O2} \rightarrow \ce{CaO} \]
A armadilha está em tratar o cruzamento de cargas como uma regra que produz a fórmula final. A neutralidade elétrica e a razão mais simples são as regras efetivas.
Pergunta 7
Um metal \(X\) pode formar \(X^{2+}\) ou \(X^{3+}\). Um composto deste metal tem fórmula \(\ce{X2O3}\).
Um aluno afirma que \(X\) deve ter estado de oxidação \(+2\) porque a fórmula contém o índice 2 depois de \(X\). Determine o estado de oxidação de \(X\) e explique o erro no raciocínio do aluno.
Solução 7
O estado de oxidação de \(X\) é \(+3\).
Cada oxigénio tem estado de oxidação \(-2\). Três átomos de oxigénio contribuem, portanto, com:
\[ 3(-2)=-6 \]
Se o estado de oxidação de cada átomo de \(X\) for \(x\), o composto neutro tem de satisfazer:
\[ 2x-6=0 \]
Logo:
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
O índice 2 indica que existem dois átomos de \(X\) na unidade de fórmula. Não indica o seu estado de oxidação. Na verdade, os dois átomos de \(X\) têm de fornecer, em conjunto, \(+6\), por isso cada um deve ser \(+3\).
É precisamente por isso que os estados de oxidação devem ser calculados a partir da fórmula completa, em vez de serem deduzidos a partir dos índices próximos.
Pergunta 8
Um recipiente está rotulado apenas como fosfato de crómio. O crómio pode ter estados de oxidação \(+2\) e \(+3\), enquanto o fosfato é \(\ce{PO4^3-}\).
Explique por que razão o rótulo não especifica uma fórmula de forma única. Escreva a fórmula que resultaria do crómio(II) e a fórmula que resultaria do crómio(III).
Solução 8
O rótulo é ambíguo porque o crómio pode ter mais do que um estado de oxidação. É necessário um algarismo romano para identificar qual dos iões de crómio está presente.
Para o crómio(II), o ião é \(\mathrm{Cr}^{2+}\), enquanto o fosfato é \(\ce{PO4^3-}\). A menor carga total comum é 6:
\[ 3(+2)+2(-3)=0 \]
por isso, o fosfato de crómio(II) é:
\[ \ce{Cr3(PO4)2} \]
Para o crómio(III), as cargas têm o mesmo valor absoluto:
\[ (+3)+(-3)=0 \]
por isso, a razão é \(1:1\):
\[ \ce{CrPO4} \]
Os dois compostos possíveis têm, portanto, fórmulas diferentes:
- fosfato de crómio(II): \(\ce{Cr3(PO4)2}\)
- fosfato de crómio(III): \(\ce{CrPO4}\)
A ausência do algarismo romano não é um pormenor menor de nomenclatura. Sem ele, o estado de oxidação, a razão entre os iões e a fórmula química não podem ser determinados de forma única.
12O que isto lhe permite fazer a seguir
A nomenclatura torna-se muito mais fácil quando deixa de tratar os nomes como sequências para memorizar. Uma fórmula iónica é uma expressão de equilíbrio de cargas. Um prefixo covalente é uma instrução sobre o número de átomos. Um algarismo romano é uma indicação do estado de oxidação.
Estas mesmas ideias reaparecem quase imediatamente noutras áreas da Química. Fórmulas corretas permitem equilibrar equações e calcular massas molares, enquanto os estados de oxidação se tornam uma forma de acompanhar a transferência de eletrões em reações redox. Se conseguir olhar para \(\ce{Fe2O3}\) e explicar porquê que o ferro é \(+3\), já começou a aplicar o raciocínio necessário para compreender a oxidação e a redução, em vez de se limitar a aprender os nomes dos compostos.