Ligação iônica - Ionic bonding

Átomos de sódio e flúor passando por uma reação redox para formar íons sódio e íons fluoreto. O sódio perde seu elétron externo para dar-lhe uma configuração eletrônica estável , e esse elétron entra no átomo de flúor exotermicamente . Os íons de carga oposta - normalmente muitos deles - são então atraídos uns aos outros para formar fluoreto de sódio sólido .

A ligação iônica é um tipo de ligação química que envolve a atração eletrostática entre íons de carga oposta , ou entre dois átomos com eletronegatividades nitidamente diferentes , e é a interação primária que ocorre em compostos iônicos . É um dos principais tipos de ligação, juntamente com a ligação covalente e a ligação metálica . Os íons são átomos (ou grupos de átomos) com carga eletrostática. Os átomos que ganham elétrons produzem íons com carga negativa (chamados ânions ). Os átomos que perdem elétrons formam íons carregados positivamente (chamados cátions ). Esta transferência de elétrons é conhecida como eletrovalência em contraste com covalência . No caso mais simples, o cátion é um átomo de metal e o ânion é um átomo de não metal , mas esses íons podem ser de uma natureza mais complexa, por exemplo, íons moleculares como NH+
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ou SO2−
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. Em palavras mais simples, uma ligação iônica resulta da transferência de elétrons de um metal para um não metálico , a fim de obter uma camada de valência completa para ambos os átomos.

É importante reconhecer que a ligação iônica limpa - na qual um átomo ou molécula transfere completamente um elétron para outro - não pode existir: todos os compostos iônicos têm algum grau de ligação covalente ou compartilhamento de elétrons. Assim, o termo "ligação iônica" é dado quando o caráter iônico é maior do que o caráter covalente - ou seja, uma ligação em que existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os dois átomos, fazendo com que a ligação seja mais polar (iônica) do que em ligação covalente onde os elétrons são compartilhados de forma mais igualitária. As ligações com caráter parcialmente iônico e parcialmente covalente são chamadas de ligações covalentes polares .

Os compostos iônicos conduzem eletricidade quando fundidos ou em solução, normalmente não quando sólidos. Os compostos iônicos geralmente têm um alto ponto de fusão , dependendo da carga dos íons que os constituem. Quanto mais altas as cargas, mais fortes são as forças coesivas e mais alto é o ponto de fusão. Eles também tendem a ser solúveis em água; quanto mais fortes forem as forças coesivas, menor será a solubilidade.

Visão geral

Os átomos que têm uma camada de valência quase cheia ou quase vazia tendem a ser muito reativos . Os átomos que são fortemente eletronegativos (como é o caso dos halogênios ) geralmente têm apenas um ou dois orbitais vazios em sua camada de valência e frequentemente se ligam a outras moléculas ou ganham elétrons para formar ânions . Os átomos que são fracamente eletronegativos (como metais alcalinos ) têm relativamente poucos elétrons de valência , que podem ser facilmente compartilhados com átomos que são fortemente eletronegativos. Como resultado, átomos fracamente eletronegativos tendem a distorcer sua nuvem de elétrons e formar cátions .

Formação

A ligação iônica pode resultar de uma reação redox quando os átomos de um elemento (geralmente metal ), cuja energia de ionização é baixa, fornecem alguns de seus elétrons para atingir uma configuração eletrônica estável. Ao fazer isso, os cátions são formados. Um átomo de outro elemento (geralmente não metal) com maior afinidade eletrônica aceita um ou mais elétrons para atingir uma configuração eletrônica estável e, após aceitar elétrons, um átomo se torna um ânion. Tipicamente, a configuração de electrões estável é um dos gases nobres para elementos na s-bloco e o p-bloco , e em particular configurações de electrões estáveis para d-bloco e do bloco f elementos. A atração eletrostática entre os ânions e os cátions leva à formação de um sólido com uma rede cristalográfica na qual os íons são empilhados de forma alternada. Em tal rede, geralmente não é possível distinguir unidades moleculares discretas, de modo que os compostos formados não são de natureza molecular. No entanto, os próprios íons podem ser complexos e formar íons moleculares como o ânion acetato ou o cátion amônio.

Representação da ligação iônica entre o lítio e o flúor para formar o fluoreto de lítio . O lítio tem uma energia de ionização baixa e prontamente cede seu único elétron de valência para um átomo de flúor, que tem uma afinidade de elétron positiva e aceita o elétron que foi doado pelo átomo de lítio. O resultado final é que o lítio é isoeletrônico com o hélio e o flúor é isoeletrônico com o néon . A interação eletrostática ocorre entre os dois íons resultantes, mas normalmente a agregação não se limita a dois deles. Em vez disso, o resultado é a agregação em uma rede inteira mantida unida por ligações iônicas.

Por exemplo, o sal de mesa comum é o cloreto de sódio . Quando o sódio (Na) e o cloro (Cl) são combinados, cada átomo de sódio perde um elétron , formando cátions (Na + ), e cada átomo de cloro ganha um elétron para formar ânions (Cl - ). Esses íons são então atraídos uns aos outros na proporção de 1: 1 para formar cloreto de sódio (NaCl).

Na + Cl → Na + + Cl - → NaCl

Porém, para manter a neutralidade de carga, relações estritas entre ânions e cátions são observadas de forma que os compostos iônicos, em geral, obedecem às regras da estequiometria apesar de não serem compostos moleculares. Para compostos que são transitórios às ligas e possuem ligações iônicas e metálicas mistas, esse pode não ser mais o caso. Muitos sulfetos, por exemplo, formam compostos não estequiométricos.

Muitos compostos iônicos são referidos como sais , pois também podem ser formados pela reação de neutralização de uma base de Arrhenius como NaOH com um ácido de Arrhenius como HCl

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

Diz-se então que o sal NaCl consiste no resto ácido Cl - e no resto base Na + .

A remoção de elétrons para formar o cátion é endotérmica, aumentando a energia geral do sistema. Também pode haver mudanças de energia associadas à quebra de ligações existentes ou à adição de mais de um elétron para formar ânions. No entanto, a ação do ânion aceitando os elétrons de valência do cátion e a subsequente atração dos íons uns pelos outros libera energia (rede) e, assim, diminui a energia geral do sistema.

A ligação iônica ocorrerá apenas se a mudança geral de energia para a reação for favorável. Em geral, a reação é exotérmica, mas, por exemplo, a formação de óxido mercúrico (HgO) é endotérmica. A carga dos íons resultantes é um fator importante na força da ligação iônica, por exemplo, um sal C + A - é mantido unido por forças eletrostáticas aproximadamente quatro vezes mais fracas do que C 2+ A 2− de acordo com a lei de Coulomb , onde C e A representam um cátion e um ânion genéricos, respectivamente. Os tamanhos dos íons e o empacotamento particular da rede são ignorados neste argumento bastante simplista.

Estruturas

Na rede de sal-gema, cada íon de sódio (esfera roxa) tem uma interação eletrostática com seus oito íons cloreto vizinhos mais próximos (esferas verdes)

Os compostos iônicos no estado sólido formam estruturas reticuladas. Os dois principais fatores na determinação da forma da rede são as cargas relativas dos íons e seus tamanhos relativos. Algumas estruturas são adotadas por vários compostos; por exemplo, a estrutura do cloreto de sódio do sal - gema também é adotada por muitos haletos alcalinos e óxidos binários, como o óxido de magnésio . As regras de Pauling fornecem diretrizes para prever e racionalizar as estruturas cristalinas dos cristais iônicos

Força da ligação

Para um composto iônico cristalino sólido, a mudança de entalpia na formação do sólido a partir de íons gasosos é denominada energia de rede . O valor experimental para a energia da rede pode ser determinado usando o ciclo de Born-Haber . Também pode ser calculado (previsto) usando a equação de Born-Landé como a soma da energia potencial eletrostática , calculada pela soma das interações entre cátions e ânions, e um termo de energia potencial repulsiva de curto alcance. O potencial eletrostático pode ser expresso em termos de separação interiônica e uma constante ( constante de Madelung ) que leva em consideração a geometria do cristal. Quanto mais longe do núcleo, mais fraco é o escudo. A equação de Born-Landé dá um ajuste razoável para a energia da rede de, por exemplo, cloreto de sódio, onde o valor calculado (previsto) é −756 kJ / mol, que se compara a −787 kJ / mol usando o ciclo de Born-Haber . Em solução aquosa, a força de ligação pode ser descrita pela equação de Bjerrum ou Fuoss como função das cargas de íons, bastante independente da natureza dos íons, como polarizabilidade ou tamanho. A força das pontes de sal é mais frequentemente avaliada por medições de equilíbrio entre as moléculas contendo locais catiônicos e aniônicos, na maioria das vezes em solução. As constantes de equilíbrio na água indicam contribuições de energia livre de aditivos para cada ponte salina. Outro método para a identificação de ligações de hidrogênio também em moléculas complicadas é a cristalografia , às vezes também a espectroscopia de RMN.

As forças de atração que definem a força da ligação iônica podem ser modeladas pela Lei de Coulomb . As resistências de ligação iônica são normalmente (os intervalos citados variam) entre 170 e 1500 kJ / mol.

Efeitos de polarização

Os íons nas redes cristalinas de compostos puramente iônicos são esféricos ; entretanto, se o íon positivo for pequeno e / ou altamente carregado, ele distorcerá a nuvem de elétrons do íon negativo, um efeito resumido nas regras de Fajans . Essa polarização do íon negativo leva ao aumento da densidade de carga extra entre os dois núcleos , ou seja, à covalência parcial. Íons negativos maiores são mais facilmente polarizados, mas o efeito geralmente é importante apenas quando íons positivos com cargas de 3+ (por exemplo, Al 3+ ) estão envolvidos. No entanto, íons 2+ (Be 2+ ) ou mesmo 1+ (Li + ) mostram algum poder de polarização porque seus tamanhos são tão pequenos (por exemplo, LiI é iônico, mas tem alguma ligação covalente presente). Observe que este não é o efeito de polarização iônica que se refere ao deslocamento de íons na rede devido à aplicação de um campo elétrico.

Comparação com ligação covalente

Na ligação iônica, os átomos são ligados pela atração de íons de carga oposta, enquanto que, na ligação covalente , os átomos são ligados pelo compartilhamento de elétrons para atingir configurações eletrônicas estáveis. Na ligação covalente, a geometria molecular em torno de cada átomo é determinada pelas regras VSEPR de repulsão do par de elétrons da camada de valência , ao passo que, em materiais iônicos, a geometria segue as regras de empacotamento máximo . Pode-se dizer que a ligação covalente é mais direcional no sentido de que a penalidade de energia por não aderir aos ângulos de ligação ideais é grande, enquanto a ligação iônica não tem tal penalidade. Não há pares de elétrons compartilhados para repelir um ao outro, os íons devem simplesmente ser embalados da forma mais eficiente possível. Isso geralmente leva a números de coordenação muito mais altos . No NaCl, cada íon tem 6 ligações e todos os ângulos de ligação são 90 °. No CsCl, o número de coordenação é 8. Em comparação, o carbono normalmente tem um máximo de quatro ligações.

Ligações puramente iônicas não podem existir, pois a proximidade das entidades envolvidas na ligação permite algum grau de compartilhamento de densidade de elétrons entre elas. Portanto, todas as ligações iônicas têm algum caráter covalente. Assim, a ligação é considerada iônica onde o caráter iônico é maior do que o caráter covalente. Quanto maior a diferença na eletronegatividade entre os dois tipos de átomos envolvidos na ligação, mais iônico (polar) ele é. As ligações com caráter parcialmente iônico e parcialmente covalente são chamadas de ligações covalentes polares . Por exemplo, as interações Na-Cl e Mg-O têm uma pequena porcentagem de covalência, enquanto as ligações Si-O são geralmente ~ 50% iônicas e ~ 50% covalentes. Pauling estimou que uma diferença de eletronegatividade de 1,7 (na escala de Pauling ) corresponde a 50% do caráter iônico, de modo que uma diferença maior que 1,7 corresponde a uma ligação que é predominantemente iônica.

O caráter iônico em ligações covalentes pode ser medido diretamente para átomos com núcleos quadrupolares ( 2 H, 14 N, 81,79 Br, 35,37 Cl ou 127 I). Esses núcleos são geralmente objetos de estudos de ressonância quadrupolar nuclear NQR e ressonância magnética nuclear NMR . As interações entre os momentos do quadrupolo nuclear Q e os gradientes do campo elétrico (EFG) são caracterizadas por meio das constantes de acoplamento do quadrupolo nuclear.

QCC = e 2 q zz Q/h

onde o termo eq zz corresponde ao componente principal do tensor EFG e e é a carga elementar. Por sua vez, o gradiente de campo elétrico abre caminho para a descrição dos modos de ligação em moléculas quando os valores de QCC são determinados com precisão por métodos de NMR ou NQR.

Em geral, quando a ligação iônica ocorre no estado sólido (ou líquido), não é possível falar em uma única "ligação iônica" entre dois átomos individuais, porque as forças coesivas que mantêm a rede unida são de natureza mais coletiva. Isso é bastante diferente no caso da ligação covalente, onde podemos frequentemente falar de uma ligação distinta localizada entre dois átomos particulares. No entanto, mesmo se a ligação iônica for combinada com alguma covalência, o resultado não é necessariamente ligações discretas de caráter localizado. Em tais casos, a ligação resultante freqüentemente requer descrição em termos de uma estrutura de banda que consiste em orbitais moleculares gigantescos abrangendo todo o cristal. Assim, a ligação no sólido freqüentemente retém sua natureza coletiva ao invés de localizada. Quando a diferença na eletronegatividade é diminuída, a ligação pode então levar a um semicondutor , um semimetal ou eventualmente um condutor metálico com ligação metálica.

Veja também

Referências

links externos