Ligação Iônica

A ligação iônica ocorre quando há a transferência de elétrons do átomo de um elemento químico para o átomo de outro. Essa transferência ocorre quando o átomo de um elemento químico com tendência de doar elétrons perde seus elétrons da camada de valência para o átomo de um elemento químico com tendência de receber esses elétrons, ou seja, quando um metal perde seus elétrons e um ametal os recebe, como podemos observar na imagem abaixo:

Eletrosferas dos átomos envolvidos na ligação iônica.

No momento em que estes elétrons são perdidos por um metal, o átomo fica com carga positiva e há a formação do íon positivo, chamado de cátion. Quando os elétrons são recebidos por um ametal, o átomo fica com carga negativa e ocorre a formação do íon negativo, chamado de ânion.

Na imagem acima, o Na (sódio) perde um elétron da sua camada de valência, formando um cátion (íon positivo). Então, o Cl (cloro) recebe na sua camada de valência este elétron cedido por Na, consequentemente formando um ânion (íon negativo).

Vocês lembram daquela história de que os opostos se atraem? Pois bem, aqui este dito popular também se aplica. Assim, as cargas opostas, negativa e positiva dos íons, se atraem com uma determinada força que se chama força eletrostática. A força eletrostática entre esses íons é tão forte que mantém estes átomos unidos, resultando na ligação iônica. Continuando com o exemplo do sódio e do cloro, a ligação iônica forma a substância NaCl, muito conhecida no nosso dia a dia como sal de cozinha. Então, façam a associação entre as palavras “íons” e “iônica”.

RESUMINDO: A ligação iônica é a força de atração entre os íons de cargas opostas – ou seja, cátions e ânions – e acontece com metais e ametais.

Então, vocês perguntarão novamente: “que influência, de modo geral, as ligações iônicas têm nos materiais?”

Pelo fato da ligação iônica ser a ligação mais forte de todas, necessita-se de maior energia para quebrá-la. Isso faz com que os compostos iônicos sejam sólidos à temperatura ambiente devido à formação de uma rede cristalina, assim como acontece com o sal de cozinha.

A alta energia necessária para que seja possível a quebra dessas ligações resulta no alto ponto de fusão e ebulição.

No estado sólido, são maus condutores de eletricidade, já que a eletricidade é movimentação de “carga” (podendo ser movimentação de íons ou elétrons) e, por ocorrer a formação de uma rede cristalina, essa movimentação é impossibilitada e os íons ficam aprisionados e imóveis.

Retículo cristalino do NaCl

Porém, no estado fundido (líquido) ou em solução aquosa – quando o sal de cozinha está dissolvido em água, por exemplo – são excelentes condutores de eletricidade, já que a barreira da movimentação dos íons é quebrada. Além disso, a maioria dos compostos iônicos são solúveis em água.

Os sólidos iônicos são duros, porém quebradiços. Podemos citar alguns exemplos de pedras preciosas à base de Al2O3: Rubi, Safira e Ametista. É necessário usar o esmeril para polir qualquer pedra. Porém, se forem submetidas a algum impacto, elas quebram com facilidade. Cada pedra citada acima apresenta uma coloração, pois há uma “contaminação” em menor quantidade de outro elemento químico, como cromo, ferro ou cobalto.

Como Determinar as Fórmulas dos Compostos Iônicos?

Iremos construir essa fórmula com os elementos Alumínio e Oxigênio. Para isso, é preciso respeitar alguns passos:

► Observe em qual família os elementos químicos estão localizados na Tabela Periódica;

Pela imagem, pode-se notar que o Al está na família 13, possuindo então tendência em perder 3 elétrons; o O está localizado na família 16, com tendência de ganhar 2 elétrons.

► Se você não tem acesso à Tabela Periódica e somente possui o número atômico do elemento químico no estado neutro, faça a distribuição eletrônica seguindo o Diagrama de Pauling;

Obs: Lembre-se que um átomo está no estado neutro quando não ocorreu perda ou ganho de elétrons.

► Organize as representações das informações anteriores;

Comece a distribuição dos elétrons respeitando a tendência de qual elemento doa elétrons (metal) e de qual recebe (ametal), de tal forma que ambos os átomos atinjam o octeto.

Se Liga!

Se em um dos elementos “sobrar” elétrons, como na imagem acima, adicione outro átomo (ação indicada pela flecha), assim o elemento receberá o elétron que está “sobrando”.

Se Liga!

Construímos a fórmula, passo a passo, para entendermos de onde vem cada “número” e “símbolo” que está nela. Porém, também podemos recorrer a um macete para prever a fórmula de um composto iônico.

► Sabendo que o alumínio se encontra na família 13 da Tabela Periódica e o Oxigênio na família 16, prevê-se que o primeiro perde 3 elétrons e o segundo ganha dois elétrons. Assim, vamos escrevê-los como íons.

Al+3 O-2

► Aplicamos, então, a regra da tesoura! Cruzaremos a valência do Al (para então se tornar o subíndice do O) e do Oxigênio (para tornar-se subíndice do Al).

Se Liga Com o Hidrogênio!

O hidrogênio possui apenas um elétron na sua eletrosfera e um próton no seu núcleo, e, dependendo do modelo ou forma de organização da Tabela Periódica, fica localizado na família dos metais alcalinos (por ter somente um elétron). Entretanto, ele não é um metal. Por possuir um elétron e necessitar ganhar mais um para apresentar a configuração eletrônica do gás nobre Hélio, o hidrogênio possui características mais próximas dos ametais, mas pode se ligar com metais e formar ligações iônicas, perdendo seu único elétron.

Tamanho dos Íons

Fazendo uma comparação entre o tamanho de um átomo neutro (raio atômico) de um elemento químico e o tamanho do seu possível íon (raio iônico), caso tenha tendência de perder elétrons (um cátion) ou de ganhar elétrons (um ânion), o tamanho da eletrosfera é modificado.

O tamanho do átomo neutro de magnésio, por exemplo, em relação ao seu cátion Mg+, é maior. A explicação para isto é o fato de que quando fazemos a distribuição eletrônica de seus 12 elétrons, sabendo que o número de elétrons e prótons é o mesmo para o átomo neutro, temos:

Mg = 1s22s22p63s2

Perdendo o último elétron e formando o cátion Mg+, ficamos com:

Mg+ = 1s22s22p63s1

Por termos mais prótons do que elétrons, no caso do cátion, o núcleo (com carga positiva) atrai mais fortemente os elétrons, diminuindo o tamanho do raio iônico.

Comparação do raio atômico do Mg e do raio iônico de Mg+.

Comparando um átomo neutro com o seu ânion, por exemplo, F e F-, respectivamente, ao ganhar um elétron, a camada de valência – que antes comportava 7 elétrons – passará a comportar 8. Sabendo que a adição de um elétron aumenta a repulsão elétrica entre os elétrons, por serem de cargas iguais, estes precisarão de um maior espaço para minimizar essas forças, de forma que o raio iônico irá se expandir. Assim, o raio do ânion é maior do que o raio atômico.

Comparação do raio atômico do F e do raio iônico de F.

Por isso, podemos concluir que:
Raio aniônico > Raio atômico > Raio catiônico

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