Entre Que tipos de átomos ocorre a ligação iônica?

Índice

Introdução

A ligação iônica, também conhecida como ligação eletrovalente, se dá através da atração eletrostática entre íons positivos (são átomos que perderam elétrons e se transformaram em cátions) e negativos (são átomos que ganharam elétrons e se transformaram em ânions), que permanecem unidos pela força de suas cargas opostas e geram um composto iônico. Nesta ligação, ocorre a transferência de elétrons de forma definitiva, como mostrado na Figura 1.

Um exemplo clássico de ligação iônica é o que ocorre no cloreto de sódio, popularmente conhecido como sal de cozinha. Ele é composto basicamente por um átomo de sódio (Na) e um átomo de cloro (Cl). O Na doa seu único elétron da camada de valência ao Cl formando o composto NaCl, como pode ser visto na equação química abaixo. Na Figura 1 as bolinhas em laranja representam os elétrons do átomo de sódio, e as bolinhas em azul representam os elétrons do cloro.

Durante a reação, o átomo de sódio doa um elétron para o cloro, como mostrado a seguir:

Na+ + Cl- → NaCl

Figura 1: Representação esquemática de uma ligação iônica, entre o átomo de cloro e o átomo de sódio

Ligação Iônica.

A Tabela 1 a seguir mostra a relação geral entre a família dos átomos e o número de ligações químicas necessárias a fim de adquirirem estabilidade. Como pode ser visto, os metais das famílias IA, IIA e IIIA tendem a perder elétrons, se transformando em cátions, enquanto que os ametais das famílias VA, VIA e VIIA tendem a ganhar elétrons, se transformando em ânions.

Tabela 1.

De forma geral, os compostos iônicos são formados quando dois elementos de diferentes eletronegatividades se juntam. Quanto mais eletronegativo um átomo for, maior será a sua tendência em receber elétrons. A Figura 2 mostra o sentido de aumento da eletronegatividade dos átomos em uma tabela periódica.

Figura 2.

Sentido de aumento da eletronegatividade dos átomos. Os gases nobres não se incluem nesta propriedade.

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Símbolo de Lewis

O composto iônico pode ser representado de duas formas: pela estrutura de Lewis e pelo seu íon-fórmula. A fórmula eletrônica de Lewis representa os elementos e os elétrons da sua camada de valência, chamados de elétrons de valência, indicando-os por • ou x. Como exemplo, temos o cloreto de sódio (sal de cozinha):

Íon-fórmula:

Na+ + Cl- → NaCl

Estrutura de Lewis:

Note que em um composto iônicoo número total de elétrons cedidos deve se igualar ao número total de elétrons recebidos, ou seja, a carga elétrica total do(s) cátion(s) deve neutralizar a carga elétrica total do(s) ânion(s). O esquema geral de formulação se encontra abaixo:

y Ax+ + x By- ↔ AyBx

No exemplo do cloreto de sódio, temos: Na+ + Cl- ↔ NaCl.

Neste exemplo, seguindo a regra do octeto, um átomo de sódio cede um elétron ao átomo de cloro para adquirir estabilidade. Portanto, a soma total de elétrons cedidos e recebidos pelos átomos na molécula de NaCl é zero, mantendo a neutralidade da molécula (+1 - 1 = 0).

Outro exemplo de composto iônico é a alumina (Al2O3):

2 Al3+ + 3 O2- → Al2O3

Veja que cada átomo de alumínio perde três elétrons e cada átomo de oxigênio ganha dois elétrons. Para que o total de elétrons cedidos se iguale ao total de elétrons recebidos, dois átomos de alumínio (2 átomos de Al x 3 elétrons = 6 elétrons cedidos) devem ligar-se a três átomos de oxigênio (3 átomos de O x 2 elétrons = 6 elétrons recebidos).

Vejamos outro exemplo:

Ca2+ + 2 Cl- → CaCl2

Neste caso, cada átomo de cálcio perde dois elétrons e cada átomo de cloro ganha um elétron. Para que o total de elétrons cedidos se iguale ao total de elétrons recebidos, um átomo de cálcio (1 átomos de Ca x 2 elétrons = 2 elétrons cedidos) deve ligar-se a dois átomos de cloro (2 átomos de Cl x 1 elétron = 2 elétrons recebidos).

Outros exemplos:

2 Fe+3 + 3 O-2 ↔ Fe2O3

2 H+ + O-2 ↔ H2O

2 H+ + (SO4)-2 ↔ H2SO4

Propriedades dos Compostos Iônicos

Dentre as principais propriedades dos compostos iônicos temos:

• Os compostos iônicos formam cristais, que são grandes arranjos de íons ou átomos que se unem em padrões regulares.
• Por apresentarem forma definida, são encontrados no estado sólido nas condições ambiente (temperatura de 25°C e pressão de 1 atm).
• São duros e quebradiços, ou seja, produzem faces planas ao quebrarem após sofrerem impacto.
• Possuem alto ponto de fusão e ebulição por causa da forte atração eletrostática entre os íons.
• Quando dissolvidos em água ou quando são derretidos conduzem eletricidade por causa dos íons livres.
• Estes compostos são polares.