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Ligacao ionica ^{( portugues brasileiro )} ou ionica ^{( portugues europeu )} e um tipo de ligacao quimica baseada na atracao eletrostatica ^{[ 1 ]} de ions com cargas opostas. O exemplo mais comum de composto ionico e o cloreto de sodio (NaCl), que e o principal constituinte do sal de cozinha ^{[ 2 ]} .

A representacao dos compostos ionicos e feita por meio de formulas minimas ou unitarias, ou seja, a representacao NaCl, nao se refere a simplesmente uma ligacao entre um atomo de sodio e um atomo de cloro, pelo contrario, ela representa uma estrutura minima que se repete em todo o reticulo cristalino do composto, onde os ions de sodio (Na ⁺ ) estao em proporcao de 1 para 1 com os ions cloreto (Cl­ ^- ) ^{[ 3 ]} .

A maioria dos compostos ionicos tem origem mineral, podendo ser encontrados no solo ou dissolvidos em agua ^{[ 4 ]} .

Na agua do mar, por exemplo, existem ions dissolvidos ^{[ 2 ]} . Alguns desses ions sao positivos, como sodio, potassio e calcio, e outros sao negativos, como cloreto, bicarbonato e sulfato. Ao evaporarmos a agua do mar por aquecimento, a remocao das moleculas de agua faz com que se intensifique a interacao atrativa entre os ions positivos e negativos, favorecendo o agrupamento desses ions em reticulos cristalinos, ate que se formem os cristais de compostos ionicos solidos ^{[ 5 ]} . E assim que se obtem o sal (cloreto de sodio) a partir da agua do mar nas salinas.

A ligacao ionica ocorre entre elementos metalicos e nao-metalicos, ou entre metais e o hidrogenio ^{[ 3 ]} . Essa ligacao e formada quando ha um conglomerado de atomos na forma de ions e a energia que os mantem justos e menor que a energia que os mantem separados. Com isso, as especies sao mantidas juntas por meio de forcas eletrostaticas ^{[ 4 ]} .

Para obter as especies ionicas, ha processos que podem ser feitos. Um exemplo seria obter o Oxido de Magnesio (MgO), um composto ionico, a partir da combustao do magnesio metalico ^{[ 3 ]} . A reacao e a seguinte:

${\displaystyle Mg(s)+O_{2}(g)\rightarrow MgO(s)}$^{[ 3 ]}

Nesse caso, ha formacao de um produto ionico, uma vez que a energia de ligacao e menor que a energia de formacao das especies e a energia que os mantem separados, e a juncao desses pelas forcas eletrostaticas fornecem estabilidade as especies ^{[ 3 ]} .

Efeitos da polarizacao [ editar | editar codigo-fonte ]

Os ions em cristais de compostos predominantemente ionicos sao esfericos , mas, se o ion positivo e pequeno e/ou altamente carregado, sera distorcida a nuvem eletronica do ion negativo. Essa polarizacao do ion negativo leva a criacao de uma densidade de carga extra entre os dois nucleos atomicos, i.e., a covalencia parcial. Ions negativos grandes sao mais facilmente polarizados, mas, normalmente, o efeito so tem relevancia quando ions positivos com cargas de 3+ (ex., Al ³⁺ ) estao envolvidos (ex., AlCl ₃ puro e uma molecula covalente). No entanto, ions com carga 2+ (Be ²⁺ ) ou ate com carga 1+ (Li ⁺ ) demonstram algum grau de polarizacao devido ao seu pequeno raio atomico (ex., LiI e ionico, mas tem algum carater covalente). O Grau de Polarizacao depende da relacao de carga e do tamanho do ion, geralmente chamada de densidade de carga .

Estrutura ionica [ editar | editar codigo-fonte ]

Compostos ionicos no estado solido formam uma estrutura ionica continua em um cristal ionico . A forma mais simples de cristal ionico e um cubico simples . Nessa forma todos os atomos estao posicionados nas extremidades de um cubo. Essa celula unitaria tem a massa que e a mesma de 1 dos atomos envolvidos. Quando todos os ions tem aproximadamente o mesmo tamanho, eles podem formar uma estrutura igual chamada cubica de face-centrada (onde a massa e 4 vezes massa atomica), mas, quando os ions tem tamanhos diferentes, a estrutura e geralmente cubica de corpo-centrado (2 vezes a massa). Em reticulos ionicos o numero de coordenacao se refere ao numero de ions que cada reticulo esta ligado.

A estrutura do cristal ionico e dependente das energias de coesao existentes no cristal, que, por sua vez, sao as energias de atracao e repulsao que existem entre os atomos que fazem parte do cristal ionico. Conforme ja descrito, as interacoes sao coulombicas, ou seja, eletroestaticas e a energia pode ser calculada pela seguinte relacao:

_{${\textstyle E=(Z^{+}Z^{-}e^{2})/kr^{2}}$}

Onde k = 4π? _0, com ? ₀ sendo a constante de permissividade do vacuo, Z ⁺ e Z ^_ referem-se as cargas dos compostos e r representa a distancia entre as cargas. Ainda assim, uma outra formula pode relacionar melhor o fenomeno, considerando todas as interacoes existentes entre todos os atomos e considerar o fator geometrico do solido, atraves da constante de Madelung (A, A = 0,69315) e a constante de Born-Lande (B), que relaciona as forcas de repulsao existentes quando ha a superposicao de distribuicoes eletronicas, inclusive:

${\displaystyle E=(AZ^{+}Z^{-}e^{2}/kr)+(B/r^{n})}$

Em que n e o expoente de Born. O segundo membro dessa soma representa a forca de repulsao existente no cristal ionico. ^{[ 6 ]}

Carater ionico da ligacao [ editar | editar codigo-fonte ]

Estudos revelaram que nao existe ligacao ionica pura ^{[ 3 ]} . Todas ligacoes ionicas tem um grau de ligacao covalente ou ligacao metalica . Quanto maior a diferenca na eletronegatividade entre dois atomos mais ionica se torna a ligacao ^{[ 3 ]} . Compostos ionicos conduzem eletricidade quando fundidos ou em solucao. Eles geralmente tem um alto ponto de fusao e tendem a ser soluveis em agua ^{[ 4 ]} .

Em uma ligacao ionica, os atomos estao ligados pela atracao de ions com cargas opostas, enquanto que em uma ligacao covalente , os atomos estao ligados por compartilhamento de eletrons. Na ligacao covalente, a geometria molecular de cada atomo e determinada pelas regras da VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory - Teoria da repulsao entre os pares de eletrons da camada de valencia), enquanto que, em materiais ionicos, a geometria segue as regras do empacotamento maximo e a resultante das cargas desses ions no empacotamento tende a ser nula.

Ha, no entanto, uma tenue linha divisoria entre a ligacao covalente e a ionica. O carater ionico de uma ligacao pode ser definido por:

${\displaystyle (\%)=100\times [1-\exp {[(-0,25-\Delta E^{2})]{}}}$

Onde ${\displaystyle \Delta E}$ e a diferenca de eletronegatividade dos atomos. Linus Pauling estabeleceu que se essa diferenca for superior a 1,7eV a ligacao e considerada ionica. No entanto, pode-se dizer que a ligacao Carbono-Bromo ( ${\displaystyle \Delta E}$ < 1,65) tem carater levemente ionico. ^{[ 7 ]}

De uma maneira mais precisa e mais visualizavel, o Triangulo de Ketelaar e uma proposta de entendimento eficaz do carater ionico, covalente e/ou metalico, do composto a ser analisado. Essa especie de diagrama leva em consideracao a eletronegatividade de Pauling (dado expresso na tabela periodica) e a diferenca de eletronegatividade entre os atomos participantes da interacao. Com isso, o carater ionico de certos compostos pode ser observado de maneira mais precisa e, alem disso, o carater covalente dos compostos considerados ionicos pode ser verificado tambem. Nao apenas esses, mas o carater metalico tambem pode ser verificado nesse diagrama. Compostos como o HF (fluoreto de hidrogenio) e considerado um composto covalente, porem, quando observado sob a otica do Triangulo de Ketelaar, demonstra um acentuado carater ionico. As tres caracteristicas (ionica, metalica e covalente) sao representadas em cada um dos vertices do triangulo e, quanto mais houver proximidade dos vertices, maior proximidade do carater designado por este.

Ver tambem [ editar | editar codigo-fonte ]

• Ligacao metalica
• Ligacao de Hidrogenio
• Hibridizacao

Referencias

• Portal da quimica
• Portal da ciencia