Graduação
  1. Química Geral  1.1. Introdução à Química  1.2. Estrutura Atômica  1.2.1. Partículas subatômicas  1.2.2. Modelo Atômico  1.2.3. Números quânticos  1.2.4. Configuração Eletrônica  1.2.5. Tendências periódicas  1.2.6. Isótopos e suas aplicações  1.3. Ligação Química  1.3.1. Ligação iônica  1.3.2. Ligações covalentes  1.3.3. Ligação Metálica  1.3.4. Hibridização  1.3.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  1.3.6. Polaridade de ligação e momento dipolar  1.4. Estequiometria  1.4.1. Conceito de mol  1.4.2. Fórmula empírica e molecular  1.4.3. Reagente limitante e reagente em excesso  1.4.4. Rendimento Percentual e Pureza  1.4.5. Cálculo de diluição  1.5. Estados da Matéria  1.5.1. Leis dos Gases  1.5.2. Matéria e Forças Intermoleculares  1.5.3. Estruturas Sólidas e Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma e fluido supercrítico  1.6. Reações químicas  1.6.1. Tipos de Reações Químicas  1.6.2. Balanceamento de Equações Químicas  1.6.3. Reações termoquímicas  1.6.4. Perfis de energia de reação  1.7. Soluções e Misturas  1.7.1. Unidades de concentração  1.7.2. Propriedades do síndrome  1.7.3. Solubilidade e Regras de Solubilidade  1.7.4. Lei de Henry e Lei de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partição  1.8. Equilíbrio químico  1.8.1. Lei da ação das massas  1.8.2. Princípio de Le Chatelier  1.8.3. Quociente de reação  1.8.4. Para usar esta calculadora online para Constante de Equilíbrio, insira a Constante de Equilíbrio (Eq.) e pressione o botão calcular. Aqui está como o cálculo da Constante de Equilíbrio pode ser explicado com os valores de entrada fornecidos -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Balanço ácido-base  1.9. Ácidos e bases  1.9.1. Definições de Arrhenius, Brønsted–Lowry e Lewis  1.9.2. pH e pOH  1.9.3. Titulação ácido-base  1.9.4. Solução Tampão  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Ácidos e Bases Polipróticos  1.10. Eletroquímica  1.10.1. reações redox  1.10.2. Células Galvânicas e Eletrolíticas  1.10.3. Equação de Nernst  1.10.4. Eletrolise  1.10.5. Leis de Faraday da eletrólise  1.11. Termodinâmica  1.11.1. Leis da Termodinâmica  1.11.2. Entalpia, entropia e energia livre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidade das reações  1.11.4. Ciclos termodinâmicos (Lei de Hess, Ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. Lei de velocidade e ordem de reação  1.12.2. Energia de Ativação e Catalisador  1.12.3. Teoria das colisões  1.12.4. Mecanismo de reação  1.12.5. Teoria do estado de transição
  2. Química orgânica  2.1. Estrutura e relações  2.1.1. Hybridisation in Carbon Compounds  2.1.2. Ressonância e aromatização  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Efeitos indutivo e mesomérico  2.2. Hidrocarbonetos  2.2.1. Hidrocarbonetos  2.2.2. Alquenos  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compostos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos e Conformação  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Álcoois e fenóis  2.3.2. Éteres e epóxidos  2.3.3. Aldeído e cetona  2.3.4. Ácidos carboxílicos e derivados  2.3.5. Amina  2.3.6. Ésteres e amidas  2.3.7. Tióis e Sulfetos  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomerismo em Estereoquímica  2.4.2. Quiralidade e atividade óptica  2.4.3. Análise Estrutural  2.4.4. Diastereômeros e Enantiômeros  2.5.1. Reações de substituição  2.5.2. Reações de eliminação  2.5.3. Reações de Adição  2.5.4. Reações Radicais  2.5.5. Reações de rearranjo  2.5.6. Reações Pericíclicas  2.6. Espectroscopia e análise estrutural  2.6.1. Espectroscopia Infravermelha  2.6.2. Espectroscopia de ressonância magnética nuclear  2.6.3. Espectrometria de Massas  2.6.4. Espectroscopia UV-visível  2.6.5. Cristalografia de raios X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adição e Condensação  2.7.2. Mecanismo de polimerização  2.7.3. Polímero Biodegradável  2.7.4. Polímeros condutores e inteligentes
  3. Química inorgânica  3.1. Química de Coordenação  3.1.1. Ligantes e compostos de coordenação  3.1.2. Teoria do campo cristalino  3.1.3. Teoria do Orbital Molecular em Compostos de Coordenação  3.1.4. Distorsão de Jahn–Teller  3.2. Química do Grupo Principal  3.2.1. Metais alcalinos e alcalino-terrosos  3.2.2. Halogênios e Gases Nobres  3.2.3. Metais de transição e seus complexos  3.2.4. Lantanídeos e Actinídeos  3.3. Química do estado sólido  3.3.1. Redes cristalinas e células unitárias  3.3.2. Defeitos em sólidos  3.3.3. Propriedades elétricas e magnéticas  3.3.4. Supercondutividade  3.4. Química bioinorgânica  3.4.1. Íons metálicos na biologia  3.4.2. Reações enzimáticas com metais  3.4.3. Intoxicação por metais e desintoxicação  3.4.4. Metaloproteínas e Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Quântica  4.1.1. Dualidade onda-partícula  4.1.2. Equação de Schrödinger  4.1.3. Números Quânticos e Orbitais  4.1.4. Espectroscopia atômica e molecular  4.2. Mecânica estatística  4.2.1. Distribuição de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funções de partição  4.2.3. Estatísticas de Bose–Einstein e Fermi–Dirac  4.3. Termodinâmica Química  4.3.1. Energia Livre de Gibbs  4.3.2. Transição de fase  4.3.3. Eficiência termodinâmica  4.4. Química de superfícies  4.4.1. Absorção e Catálise  4.4.2. Coloides e Emulsões
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clássicos  5.1.1. Análise Gravimétrica  5.1.2. titritrimetria  5.2. Métodos instrumentais  5.2.1. Cromatografia  5.2.2. Espectroscopia  5.2.3. Métodos Eletroanalíticos  5.2.4. Difração de raios X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Princípios de engenharia química  6.3. Química Verde  6.4. Produtos Farmacêuticos e Síntese de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohydrates  7.2. Proteínas e enzimas  7.3. Lipídios e membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo e Bioenergética  7.6. Cinética enzimática e mecanismo

Graduação → Química Geral → Ligação Química ↓


Ligação iônica


Ligações iônicas são um tipo de ligação química que se forma quando elétrons são transferidos de um átomo para outro. Essa transferência resulta na formação de íons: íons positivamente carregados (cátions) e íons negativamente carregados (ânions), que são atraídos um pelo outro devido às suas cargas opostas. As ligações iônicas são fundamentais para entender a estrutura e as propriedades de muitos tipos de compostos, especialmente sais.

O que são íons?

Para entender completamente a ligação iônica, primeiro precisamos entender os íons. Um íon é um átomo ou molécula que possui uma carga elétrica líquida devido à perda ou ganho de um ou mais elétrons. Quando um átomo perde um ou mais elétrons, ele se torna positivamente carregado e é chamado um cátion. Por outro lado, quando um átomo ganha elétrons, ele se torna negativamente carregado e é chamado um ânion.

Exemplo de formação de cátion e ânion:

Considere o exemplo do sódio (Na) e do cloro (Cl):

na → na⁺ + e⁻
Cl + e⁻ → Cl⁻

Nessa reação, o átomo de sódio perde um elétron para se tornar um íon de sódio (Na⁺), um cátion, enquanto o átomo de cloro ganha um elétron para se tornar um íon de cloreto (Cl⁻), um ânion.

Formação de ligações iônicas

Ligações iônicas são formadas através da atração eletrostática entre cátions e ânions. Este processo pode ser dividido em algumas etapas básicas:

  1. Transferência de elétrons: Um átomo (geralmente um metal) doa um ou mais de seus elétrons para outro átomo (geralmente um ametal).
  2. Formação de íons: Um cátion é formado como resultado da perda de elétrons por um átomo metálico, e um ânion é formado como resultado do ganho de elétrons por um ametal.
  3. Atração: Íons carregados de maneira oposta se atraem e formam ligações iônicas.

Exemplo visual:

Na Cl e⁻

No exemplo visual acima, podemos ver a representação visual da transferência de elétron do átomo de sódio para o átomo de cloro, resultando na formação de ligações iônicas entre Na⁺ e Cl⁻.

Propriedades de compostos iônicos

Compostos iônicos possuem propriedades únicas que os distinguem de outros tipos de compostos. Devido às fortes forças eletrostáticas entre os íons, os compostos iônicos geralmente possuem estas propriedades:

  • Pontos de fusão e ebulição altos: Considerável energia é necessária para quebrar a forte atração entre os íons, levando a altos pontos de fusão e ebulição.
  • Solubilidade em água: Muitos compostos iônicos são solúveis em água, pois a natureza polar das moléculas de água pode ajudar a separar os íons positivos e negativos no composto.
  • Condutividade elétrica: Embora compostos iônicos sólidos não conduzam eletricidade, eles conduzem eletricidade quando derretidos ou dissolvidos em água (onde os íons estão livres para se mover e carregar carga).
  • Estrutura em rede cristalina: Compostos iônicos frequentemente formam sólidos cristalinos em que os íons estão dispostos em um padrão regular e repetido, chamado rede cristalina.

Exemplo: Cloreto de sódio (NaCl)

O exemplo mais comum de um composto iônico é o cloreto de sódio (sal de cozinha). No cloreto de sódio:

Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Aqui, íons de sódio (Na⁺) e íons de cloreto (Cl⁻) se atraem para formar o composto NaCl. Em sua forma sólida, NaCl forma uma estrutura de rede cristalina.

Considerações energéticas na ligação iônica

A formação de ligações iônicas é afetada por mudanças de energia. Vários termos energéticos estão envolvidos nesse processo:

  • Energia de ionização: A energia necessária para remover um elétron de um átomo para formar um cátion.
  • Afinidade eletrônica: A mudança de energia que ocorre quando um elétron é adicionado a um átomo para formar um ânion.
  • Energia reticular: A energia liberada quando os íons se juntam para formar uma rede cristalina.

No geral, a formação de um composto iônico é tipicamente exotérmica, ou seja, libera energia. Esta liberação de energia é devido à forte atração entre os íons na rede cristalina, o que torna o composto iônico mais estável do que os íons individuais.

Representação visual - diagrama de energia

Energia de ionização Afinidade eletrônica Energia reticular Energia total liberada

Fatores que afetam a força da ligação iônica

Vários fatores podem afetar a força e a estabilidade de uma ligação iônica:

  • Carga dos íons: Íons com carga maior formarão ligações iônicas mais fortes devido à maior força eletrostática entre eles.
  • Tamanho dos íons: Íons menores podem se ligar mais próximos uns dos outros, aumentando a força das interações eletrostáticas e, assim, a força da ligação.
  • Presença de outras forças: Forças adicionais, como polarização (distorção das nuvens eletrônicas), também podem afetar a estabilidade de uma ligação iônica.

Equívocos comuns sobre ligações iônicas

Apesar da natureza relativamente simples das ligações iônicas, existem vários equívocos comuns:

  • Não covalente: Ligações iônicas envolvem transferência completa de elétrons, enquanto ligações covalentes envolvem elétrons compartilhados.
  • Compostos iônicos não são moléculas: Compostos iônicos são frequentemente mencionados erroneamente como moléculas únicas, mas eles realmente formam estruturas de rede em vez de moléculas isoladas.

Comparação entre ligações iônicas, covalentes e metálicas

Entender as características distintas das ligações iônicas ajuda a diferenciá-las de outros tipos de ligações químicas, como as ligações covalentes (onde os elétrons são compartilhados entre átomos) e ligações metálicas (que envolvem um 'mar de elétrons' compartilhado entre uma rede de átomos metálicos).

Tabela comparando diferentes tipos de ligações:

Tipo de ligação Característica principal Exemplo
Iônica Íons são formados por transferência de elétrons Cloreto de sódio
Covalente Compartilhamento de elétrons H2O
Metálica 'Mar' de elétrons deslocalizados Fe (Ferro)

Conclusão

As ligações iônicas são uma parte integral da ligação química e são essenciais para a formação de compostos, especialmente sais. Ao explorar a mecânica das ligações iônicas - transferência de elétrons, formação de íons e atração eletrostática - podemos entender melhor as propriedades e comportamentos dos compostos iônicos. Considerar as mudanças de energia durante a formação das ligações e os fatores que afetam a força das ligações ajuda a entender melhor essa interação influente.

Para compreender essas ligações, é importante considerar não apenas os aspectos teóricos, mas também exemplos práticos em aplicações da vida real e experimentos de laboratório.


Graduação → 1.3.1


U
username
0%
concluído em Graduação

← Anterior (1.3)
Ligação Química
Próximo (1.3.2) →
Ligações covalentes

Comentários 



Ligação iônica

https://www.chemistryelite.com/ug/1.3.1?ceal=pt