Ligação Iônica

Definição

Por ligações químicas podemos compreender pela interação eletrônica entre dois átomos. Uma ligação entre dois átomos implica no abaixamento de energia, ou seja, na estabilidade do arranjo entre esses átomos. A energia da ligação é menor se comparada a energia total dos átomos isolados. Saber a forma como os átomos estão agrupados e quais as interações presentes entre eles fornece um amplo conhecimento para obtenção de novos materiais e suas diferentes aplicações. O desenvolvimento de novos medicamentos, fertilizantes, fibras sintéticas, telefones celulares, dentre tantos outros dispositivos, foram possíveis devido as pesquisas que envolvem a compreensão de como os átomos estão ligados.

O modelo de ligação iônica nos sugere como um átomo e outro estão ligados por uma força eletrostáticas de cargas opostas, denominadas íons,entre um metal do bloco s e um elemento não metal.

Por definição, temos: A energia necessária para a formação de ligações iônicas é fornecida, em sua maior parte, pela atração entre íons de cargas opostas. 

Portanto, a transferência efetiva de elétrons ocorre de um átomo para o outro. Forma-se entre os metais da família 1A e 2 A, metais alcalinos e alcalinos terrosos que possuem poucos elétrons na camada de valência e apresentam baixa energia de ionização (E.I), com os não metais da família 6A e 7A, que apresentam alta afinidade eletrônica (A.E) e elevada E.I.

Conceitos Importantes

Energia de Ionização(E.I): é a energia mínima necessária para retirar um elétron de maior energia de um átomo isolado em seu estado gasoso. Os elementos com baixa E.I apresentam maior tendência em perder um elétron. E elementos com alta E.I apresentam tendência a receber um elétron.

Afinidade eletrônica (A.E): grau de afinidade, de atração, de um átomo no estado gasoso receber um elétron. Elementos com alta afinidade eletrônica apresentam maior tendência em receber um elétron.

Os gases nobres são os únicos elementos que existem como átomos isolados em seu estado gasoso, estáveis. Com exceção do gás hélio (He) que é estável com dois elétrons na camada mais externa de energia, os demais gases nobres apresentam a configuração eletrônica: ns²np⁶, ou seja, apresentam 8 elétrons na camada de valência. Os átomos tendem a perder, ganhar ou compartilhar elétrons atingindo essa configuração eletrônica, a esse princípio Lewis definiu como regra do octeto.

Regra do Octeto: Átomos compartilham elétrons até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre, que possuem 8 elétrons na camada mais externa, ou seja, na camada de valência. 

Gilbert Newton Lewis (1875 a 1946).

Os conceitos que explicam a junção de átomos através das ligações química foram elaborados pelo físico alemão Walter Ludwig Julius Kossel (1888 a 1956), e pelo químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, publicados em trabalhos independentes. Para Kossel e Lewis, a valência de um átomo pode ser compreendida como a capacidade de um átomo, perder, ganhar ou compartilhar um par de elétrons a fim de promover um abaixamento de energia, ou seja, os agrupamentos de átomos são mais estáveis quando comparados aos átomos isolados no estado gasoso.

Os metais alcalinos e alcalinos terrosos tem tendência de perder elétrons, há um excesso de carga positiva que denominamos cátions, espécie química de carga positiva. Os elementos da família 6A e 7A são mais eletronegativos, significa que possuem tendência em atrair esses elétrons para si, a esse excesso de carga negativa denominamos de ânion, espécie química de carga negativa.

Exemplo:

A configuração eletrônica do Na é: 1s²2s²2p⁶3s¹

O átomo de Na perde um elétron formando um cátion (Na⁺): 1s²2s²2p⁶ ficando com 8 elétrons na camada de valência.

A configuração eletrênica do Cl é: 1s²2s²2p⁶3s² 3p⁵

A tendência do cloro é receber 1 elétron para completar a camada de valência, formando um ânion (Cl^–): 1s²2s²2p⁶3s² 3p⁶. Podemos representar:

A ligação entre esses íons de cargas opostas, sendo um metal e um não metal é do tipo iônica mantida pela força de atração eletrostática entre esses íons. Assim:

Na⁺_(g)  + Cl^⁻_(g) →   NaCl_(g)

Outro exemplo: a formação do MgCl₂.

O cátion Mg²⁺ cede um elétron para cada um dos ânions Cl^⁻, formado o cloreto de magnésio, utilizado como suplemento mineral e também para fins culinários.

Em condições ambientes, a formação de um composto iônico se constitui um sólido cristalino, se arranjam no espaço formando cristais. O cloreto de sódio (NaCl), é um solido cristalino, muito utilizado como o nosso sal de cozinha.

Cristal de Cloreto de Sódio.

A estrutura de um composto iônico depende do tamanho e das cargas dos íons envolvidos. O NaCl apresenta números iguais de íons de Na⁺ e Cl^⁻.

Representação da estrutura cristalina do NaCl.

Exercícios Resolvidos

1) Qual dos seguintes compostos tem maior energia de ionização, NaCl ou MgO? Justifique.

Resolução:

O MgO tem maior E.I.

Mg²⁺ + O^2- → MgO

Apresenta cargas mais elevadas se comparado ao NaCl, o tamanho dos íons são menores, portanto a força de atração é maior.

2) Qual a fórmula do composto formado entre o magnésio (Z = 12) e o iodo (Z = 53) ?

Resolução:

Configuração eletrônica do Mg = [Ne]3s², dois elétrons na camada de valência.

Configuração eletrônica do I = [Kr]4d¹⁰5s²5p⁵. Recebe um elétron para completar o octeto.

Portanto, é necessário dois átomos de I, assim temos:

Mg²⁺ + 2I^⁻   →   MgI₂ , na ligação o Mg cede dois elétrons e cada I recebe um elétron.

Bons estudos!

David Pancieri Peripato