Ligações Iônicas
1. Conceito e Formação
As ligações iônicas são formadas por meio da transferência de elétrons entre átomos, envolvendo metais e ametais.
Nesse processo:
Metais: Tendem a perder elétrons da camada de valência, formando cátions (ions com carga positiva).
Ametais: Tendem a ganhar elétrons para completar a camada de valência, formando ânions (ions com carga negativa).
É simples de entender pela posição da tabela.
Os metais estão para a esquerda da tabela, nos menores grupos/famílias. Ou seja, eles possuem poucos elétrons nas camadas de valência.
Se eles possuem poucos, é lógico que eles vão preferir perdê-los para chegar em oito, ao invés de ganhar vários e vários na tentativa de chegar nos mesmos oito.
Um metal do grupo 1 possui um elétron na camada de valência. Logo, ele prefere perder um elétron ao invés de ganhar sete.
Um metal do grupo 2 possui dois elétrons, preferindo perder dois do que ganhar seis.
Um metal do grupo 3 possui três elétrons, preferindo perder três do que ganhar cinco.
Agora pense pelo lado dos ametais, que estão para a direita da tabela, nos maiores grupos.
Eles possuem muitos elétrons na camada de valência, sendo mais fácil ganhar até chegar em oito do que perder todos que já possuem.
Um ametal do grupo 15 possui cinco elétrons na camada de valência, preferindo ganhar mais três elétrons do que perder cinco.
Um ametal do grupo 16 possui seis elétrons, preferindo ganhar dois do que perder seis.
Um ametal do grupo 17 possui sete elétrons, preferindo ganhar um do que perder sete.
Essa transferência de elétrons leva à formação de atrações eletrostáticas intensas entre cátions e ânions, resultando em compostos iônicos.
$_{12}$Mg: $1s^22s^22p^63s^2$ → Se perde 2é, então $_{12}Mg^{2+}$: $1s^22s^22p^6$ = 8é no nível 2.
$_{35}$Br: $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^{10}3p^5$ → Se ganha 1é, então $_{35}Br^-$: $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^{10}3p^6$ = 8é no nível 3.
Exemplo Clássico: A formação do cloreto de sódio (NaCl):
O sódio (Na), um metal, possui um elétron na camada de valência e o perde, formando o cátion Na⁺.
O cloro (Cl), um ametal, possui sete elétrons na camada de valência e ganha um elétron, formando o ânion Cl⁻.
Esses átomos se atraem eletrostaticamente, formando o composto NaCl.
2. Representação de Ligações Iônicas
A formação de compostos iônicos pode ser representada de forma clara utilizando o Símbolo de Lewis e a fórmula mínima.
Símbolos de Lewis:
Essa representação mostra os elétrons da camada de valência ao redor do símbolo do elemento.
Os elétrons são representados por pontos ao redor do elemento, o que facilita a visualização da perda e do ganho de elétrons. Vamos ver dois exemplos:
Para o NaCl e para o MgCl2:
Ora, se o Na quer perder um e o Cl quer ganhar um, basta ter um átomo de cada um deles, que fica todo mundo satisfeito.
Agora se o Cl quer ganhar só um e o Mg quer perder dois, precisamos ter dois átomos de Cl, para que cada um ganhe um elétron e para que o Mg consiga se livrar dos dois.
Fórmula Mínima:
A fórmula mínima representa a menor proporção de cátions e ânions que tornam o composto eletricamente neutro.
Mas como chegar na fórmula mínima de uma molécula sem precisar fazer os desenhos?
Ou então, como saber quantos átomos de cada elemento eu preciso sem precisar fazer o desenho?
A estratégia é simples:
Primeiramente, você escreve os elementos químicos com a quantidade de elétrons que eles gostariam de ganhar ou de perder (escreve os seus cátions e seus ânions).
Depois, basta inverter os valores das cargas, utilizando o número da carga do metal para representar o número de átomos do ametal, e vice-versa.
Veja como a gente pode fazer nos exemplos abaixo.
3. Propriedades dos Compostos Iônicos
Os compostos iônicos possuem propriedades específicas devido à forte atração eletrostática entre cátions e ânions em suas estruturas cristalinas:
Pontos de Fusão e Ebulição Elevados:
Devido à forte interação eletrostática, é necessária uma grande quantidade de energia para romper as ligações iônicas.
A força eletrostática que mantém essa estrutura unida é chamada de Energia de Rede.
Quanto maior a energia de rede, mais coeso é o cristal e maior será o seu ponto de fusão.
Mas como saber qual composto tem o maior ponto de fusão quando a prova pedir para comparar dois sais diferentes?
Para isso, a gente usa a lógica da força eletrostática (Lei de Coulomb): $F \propto \frac{q_1 \cdot q_2}{d^2}$.
Onde:
$q_1$ e $q_2$ são as cargas dos íons
E $d$ é a distância entre os íons
Essa fórmula nos dá um passo a passo simples com dois fatores para analisar:
Fator 1: O produto das cargas (O fator de maior peso)
A primeira coisa que tu vai olhar é a carga do cátion e do ânion.
Quanto maior a carga dos íons envolvidos, mais forte será a atração.
Pense no $\text{NaCl}$ e no $\text{MgO}$.
No $\text{NaCl}$, as cargas são $+1$ e $-1$.
No $\text{MgO}$, as cargas são $+2$ e $-2$.
Como as cargas do $\text{MgO}$ são maiores, a atração entre os íons é mais intensa.
Logo, a energia de rede do $\text{MgO}$ é maior e seu ponto de fusão será bem mais alto que o do $\text{NaCl}$.
Fator 2: O tamanho dos íons (O critério de desempate)
Se as cargas dos compostos comparados forem iguais, tu usa o tamanho do raio iônico para desempatar.
Olhando para a fórmula, a distância ($d$) fica na parte de baixo da fração.
Ou seja, íons menores conseguem chegar mais perto um do outro, reduzindo a distância entre eles.
Quanto menor a distância, maior a força da rede.
Pense na comparação entre $\text{NaCl}$ e $\text{LiF}$.
Ambos possuem cargas $+1$ e $-1$.
Porém, o Lítio ($\text{Li}$) e o Flúor ($\text{F}$) são íons bem menores que o Sódio ($\text{Na}$) e o Cloro ($\text{Cl}$).
Por serem menores, eles se aproximam mais, gerando uma rede cristalina muito mais forte.
Por isso, o $\text{LiF}$ terá uma energia de rede e um ponto de fusão maiores que os do $\text{NaCl}$.
Condutividade Elétrica:
No estado sólido, os íons estão fixos na rede cristalina e não conduzem eletricidade.
No estado líquido ou em solução aquosa, os íons ficam livres para se movimentar, permitindo a condução de corrente elétrica.
Portanto, compostos iônicos conduzem corrente elétrica quando líquidos ou aquosos.
Formam Estruturas Cristalinas:
Os compostos iônicos formam arranjos organizados chamados de retículos cristalinos.
Exemplo: O cloreto de sódio (NaCl) apresenta estrutura cristalina cúbica.
Solubilidade:
Compostos iônicos geralmente se dissolvem em solventes polares como a água, onde as moléculas de solvente interagem com os íons, separando-os da estrutura cristalina.
Dureza e Fragilidade:
Os compostos são duros devido à forte atração entre os íons,
mas quebradiços porque um impacto pode deslocar os íons, aproximando cargas de mesmo sinal, causando a fragmentação.
