Ligações Iônicas
Tipos de Ligações
Existem diversos tipos de ligações para se considerar quando analisar a composição química de um
composto. Uma ligação pode ser definida como uma força que prende grupos de dois ou mais átomos
juntos, os forçando a agir como uma única unidade. Ligações podem ser separadas em dois tipos:
ligações primárias e ligações secundárias. Ligações primárias são formadas quando o processo de
ligação involve uma transferência ou uma partilha de elétrons. Ligações secundárias são formadas a
partir da atração sutil de forças entre cargas positivas e negativas. Não existe transferência ou partilha
de elétrons involvidos em uma ligação secundária.
Ligações Primárias
Ligação Iônica
A ligação iônica é o resultado de uma transferência de elétrons de um átomo para o outro.
Considere o exemplo do sódio (Na) se ligando com cloro (Cl) para produzir cloreto de sódio
(NaCl), também conhecido como sal de mesa. Na possui uma valência de elétrons (um elétron na
camada orbital mais distante pode fazer parte de uma ligação) enquanto Cl possui sete elétrons de
valência. Como resultado, a transferência de um elétron de Na para Cl é favorecido porque ambos
os átomos irão obter uma configuração mais estável de elétrons (camadas orbitais distantes e
completas de oito elétrons). Devido a transferência de seu elétron, Na é considerando um cátion,
com uma carga líquida positiva. Enquanto isso, Cl agora possui uma carga negativa sendo
considerado um ânion. A atração Coulombiana ou eletroestática entre íons com cargas opostas é
chamada de ligação iônica. Ligações iônicas são formadas entre átomos que se diferem
imensamente em seus valores eletromagnéticos. Uma diferença de 1.7 em valores eletromagnéticos
geralmente sugerem que se uma ligação for formada, ela deverá ser iônica. Ligações iônicas
frequentemente são formadas entre metais e não-metais.
Ligação Covalente
A ligação covalente é formada quando átomos adjacentes compartilham elétrons de valência.
Geralmente, compartilhando elétrons de tal forma, permite cada átomo involvido obter uma
configuração de elétrons mais estável. Considere dois átomos de cloro cada um com 7 elétrons em
cada camada orbital respectiva. Os átomos irão compartilhar um dos seus elétrons um com o outro,
assim como cada átomo individual efetivamente possui uma camada externa orbital completa.
Ligações covalentes são formadas entre átomos que possuem valores eletronegativos similares.
Este tipo de ligação é comum em compostos orgânicos, onde os átomos formando os compostos
são não-metais.
Ligação Covalente Polar
Uma ligação covalente polar é uma ligação que possui uma mistura de caráteres iônicos e
covalentes. É importante entender que todos os compostos iônicos (compostos formados por
ligações iônicas) possuem alguma partilha medida de elétrons (ligação covalente) mesmo que uma
ligação iônica não for considerada um tipo de ligação covalente. Uma grande diferença na
eletronegatividade de dois átomos indica um caráter iônico maior sendo considerado uma ligação
pura de íons; onde uma diferença insignificante, muito pequena, é considerada uma ligação
covalente pura. Uma ligação polar covalente existe quando há uma diferença eletronegativa em
algum lugar no meio, geralmente próximo ao lado covalente (pequena diferença eletronegativa).
Quando uma ligação polar covalente é formada, o resultado é uma partilha desigual de elétrons
entre os átomos. Um exemplo de uma molécula com uma ligação polar covalente é o fluoreto de
hidrogênio. Nesta molécula, o hidrogênio possui uma carga parcial positiva enquanto o fluoreto
possui uma carga parcial negativa.
Ligação Metálica
Similar à ligação covalente, a ligação metálica involve partilha de elétrons. Entretanto, em uma
ligação metálica, elétrons de valência são delocalizados, significando que os elétrons são móveis e
podem ser portanto associados com qualquer um dos abundantes átomos adjacentes. Neste
sentindo, os elétrons formam uma nuvem de elétrons em volta dos átomos, no qual é a base para
propriedades clássicas metálicas assim como: alta condutividade elétrica, ductilidade e o brilho.
Ligações Secundárias
Ligações secundárias, opostas à ligações primárias, são ligações com menores energias de ligação
que não involvem a transferência ou partilha de elétrons. Estas ligações são causadas por dipolos
permanentes ou temporários dentro do átomo ou da molécula.
Ligação de Van der Waals
Ligações de Van der Waals são resultados de uma distribuição assimétrica de cargas positivas e
negativas dentro de cada átomo ou molécula, no qual é criada em um dipolo. Um dipolo
temporário é induzido sobre um átomo ou molécula simétrica devido a cargas externas de outro
átomo ou molécula. A presença destas cargas externas causam uma pequena distorção da carga
simétrica, portanto, criando áreas que são mais positivas ou mais negativas que outras. Dois
átomos ou moléculas tão distorcidos podem presenciar uma pequena atração relativa um ao outro
devido aos dipolos induzidos. Isto resulta em uma ligação de van der Waals. Reciprocamente, um
dipolo permanente ocorre quando a forma da molécula já é assimétrica causando uma separação
permanente da carga. Resultando em um largo momento no dipolo e maior atração (embora ainda
relativamente fraca).
Ligações Iônicas
Uma ligação iônica é uma ligação não-direcional. No exemplo de NaCl, isto quer dizer que qualquer
íon carregado negativamente,
, adjacente à um íon com carga positiva,
sentirá a mesma
quantidade de atração como o outro íon
. Como resultado, a estrutura de um material que é
composto de ligações iônicas é regular e repetitiva. Veja a seguinte imagem para uma ilustração:
Como anteriormente mencionado, ligações iônicas são formadas devido as forças de Atração de
Coulumb entre cargas opostas de atómos/moléculas. Para dois íons de cargas opostas, a força de
atração de coulumb é dada pela expressão:
onde Z é a valência do íon carregado (+1 para
e -1 para
), q é a carga do elétron (0.16 *
C), é a distância entre os centros dos íons e k é a constante de proporcionalidade (9 *
).
A força Coulumbiana mantém os íons mais próximos. Entretanto, esta força é contraposta por uma
força repulsiva, oposta. Esta força repulsiva é gerada devida aos campos elétricos sobrepostos (como
repulsão entre cargas) e também a força de repulsão entre cargas positivas dos núcleos dos íons. Como
resultado, o comprimento da ligação de equilíbrio para um par de íons ocorre quando as duas
condições são encontradas: 1) A força coulumbiana é igual a força repulsiva e 2) a força Coulumbiana
é igual a soma de dois raios iônicos.
Número de Coordenação
O número de coordenação (NC) refere-se ao número de átomos ou íons adjacentes circulando um
átomo ou íon de referência. No exemplo NaCl, cada íon de Na possui um NC de seis como se
houvesse seis íons de
diretamente adjacentes à ele. Para uma representação visual, veja a imagem
abaixo:
Para um composto iônico, o NC é caracterizado pela razão do raio dos íons: (r/R), onde r é o menor
íon e R é o maior íon. Isto demonstra que NC depende apenas dos tamanhos relativos dos íons. Para
um determinado intervalo de proporções de raio (r/R), usa-se uma quantia específica dos maiores
íons para caber em torno do menor sem se sobrepôrem.
Utilizando a seguinte atividade, você pode simular determinando os intervalos das proporções
de raio (r/R) para vários Números de coordenações.
Obs: a atividade abaixo está em 2D enquanto os átomos e íons atuais são objetos em 3D. Como
um resultado, as proporções de raio mínimas para um NC dado serão mais largos nesta
atividade do que as proproções de raio mínimas atuais. Isto porque, enquanto os átomos e íons
aparecem para sobrepôr em 2D, ainda existe uma espaço amplo entre os átomos em 3D.
Proporções de raio:
0.180
0,1
1,0
Número de coordenação:
2
4
6
A tabela a seguir exibe o intervalo atual das proporções de raio (r/R) para NC diferentes.
Número de
Coordenação
Razão dos
Raios (r/R)
2
0 < r/R < 0.155
3
0.155 < r/R <
0.225
4
0.225 < r/R <
0.414
6
0.414 < r/R <
0.732
8
0.732 < r/R < 1
12
1
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