LIGAÇÃO IÔNICA

      Ligação química que ocorre entre íons, ou seja, entre átomos carregados positivamente ou negativamente. O exemplo mais comum é o do sal de cozinha NaCl: Na⁺Cl^-. Isso ocorre pelo fato de que os átomos buscam sua estabilidade, ou sua neutralidade elétrica,  combinando-se  afim de “zerar”, estabilizar-se, formando um composto final de carga total neutra.
      Sendo assim, um átomo irá doar elétron(s) e outro receberá o elétron(s), o átomo que doou elétron(s) se tornará mais eletropositivo formando assim um cátion, já o átomo que receber esses ou esse elétron(s) ficará mais eletronegativo originando um ânion. 
      

      Note que  o Na tem uma carga positiva + e o Cl uma carga negativa -, quando eles se ligam formam o composto NaCl onde a soma total das carga é zero.

Na (sódio) Z= 11 [Ne] 3s¹

Cl (cloro) Z= 17 [Ne] 3s² 3p5

Através da configuração eletrônica podemos montar o seguinte esquema representativo da ligação iônica do cloreto de sódio:

Esquema                  formula eletrônica

de Lewis                       de Lewis

      Um símbolo de Lewis é um símbolo que representa  os elétrons de um átomo, juntamente com pontos localizados ao redor do símbolo que representa os elétrons mais externos (elétrons da camada de valência). Assim, o símbolo de Lewis para o silício com a configuração [Ne] 3s23p2 é:

Veja outros exemplos:

·  Estes são os elementos do grupo VA (15).Todos os seus átomos têm cinco elétrons de valência (ns2np3). Símbolos de Lewis tem cinco pontos:
·A Al é do grupo III-A (13), o que em VIIA (17), o AIV é em (16), o Ar na VIIIA (18)

Qual é a fórmula de água sanitária para COCl₂ ?

·         Comece pela configuração eletrônica de todos os átomos do composto:

Cl (cloro) Z= 17:  [Ne] 3s² 3p⁵

O (oxigênio) Z= 8 : 1s² 2s² 2p⁴

C (carbono) Z = 6 : 1s²2s²2p²

A estrutura tem 24 elétrons de valência, mas deixa o carbono, com apenas seis elétrons, e este não satisfaz octeto. Se você mover um par de elétrons do átomo de oxigênio para dar ao carbono, COCl₂ na estrutura de Lewis é:

Observe que o elemento menos eletronegativo, ou seja, mais eletropositivo se situa ao centro do composto rodeado pelos elementos mais eletronegativos ( com mais elétrons).

Exemplo: Obter a estrutura de Lewis do íon BF 4 ^-.

·         Da mesma forma que o exemplo anterior, comece pela configuração eletrônica de todos os átomos do composto.

Chegue a essa fórmula:

CARACTERISTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS

      Ocorre ente metais e não-metais devido a diferença de eletronegatividade entre eles.

      Normalmente são sólidos à temperatura ambiente, conduz bem corrente elétrica quando fundidos ou em solução.

A ligação química entre ele é muito forte, e consequentemente muito difícil de ser rompidas, eles são por isso sólido a temperatura ambiente e ocorre a formação de retículos cristalinos. Sendo assim, os íons de um composto estão dispostos em forma geométricas bem definidas, compondo o reticulo cristalino.

Assista o vídeo para mais exemplos:

LIGAÇÕES QUÍMICAS

      A capacidade de combinações entre os átomos para formar compostos químicos dos mais simples aos mais complexos é notável, desde moléculas, íons, macromoléculas, complexos, etc.

      O conhecimento das ligações químicas é de grande importância para melhor compreensão das estruturas dos materiais. É interessante notar que os átomos só se mantêm unidos ou ligados porque existem forças de atração denominadas de forças coulômbicas que é na realidade a ligação química propriamente dita.

Teoria do octeto

      Teoria proposta pelos cientistas Kossele Lewis no início do século 20. Observando-se os gases nobres, que são as únicas substancias formadas por um único átomo, eles disseram:

      “ Os átomos se ligam para obter uma configuração estável semelhante a dos gases nobres”, ou seja, com oito elétrons na sua última camada, a de valência. Mas, nem todos os elementos precisam de oito elétrons em sua última camada, como por exemplo, o hidrogênio que se estabiliza com 2 elétrons, na última camada.

      Dependendo de sua natureza, as ligações químicas podem ser dos seguintes tipos:

- ligações covalentes;

- ligações iônicas;

- ligações metálicas.

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

      As variações das propriedades periódicas podem ser explicadas com base na configuração eletrônicas dos elementos e no princípio da lei de Coulomb.

 

A seguir iremos estudar essas variações.

1.    Raio atômico e iônico

A metade da distância entre os núcleos de dois átomos vizinhos sem estarem quimicamente ligados e na forma mais densamente compactada ou seja, em um cristal metálico.

A medida que se desce num grupo ou família, o tamanho dos átomos aumenta e, a medida que percorremos da esquerda para direita num período, observa-se uma diminuição gradual no tamanho dos átomos.

Por quê? 

      Em função da carga nuclear, e a atração eletro-núcleo, um átomo com raio pequeno tem poucos elétrons e está mais fortemente atraído pelo núcleo que átomos com elevados números atômicos, onde há uma blindagem dos elétrons internos em relação aos mais externos. Ou seja, quanto maior o átomo mais distante estará os elétrons externos e não sofrem grande atração pelo núcleo,  tendo assim, uma maior nuvem eletrônica  em relação a átomos pequenos em que a nuvem  eletrônica esta confinada mais próxima ao núcleo.

2.    ENERGIA DE IONIZAÇÃO

      Energia mínima necessária para retirar um eletron de um átomo gasoso, no seu estado fundamental.

Representado como:

      Como mais de um átomo pode ser retirado de um átomo, a energia gasta para se retirar o segundo elétrons é chamada de segunda energia de ionização, e assim por diante.

      A variação ao longo de um período, a primeira energia de ionização ocorre da esquerda para direita, e a variação nos grupos ocorre de forma similar ao tamanho do raio atômico. Portanto quando percorremos uma família ou grupo de cima para baixo, o aumento que ocorre no tamanho é acompanhado por uma diminuição na energia de ionização.

      

 Por quê? 

      Em função da carga nuclear, e a atração eletro-núcleo, um átomo com raio pequeno tem poucos elétrons e está mais fortemente atraído pelo núcleo que átomos com elevados números atômicos, onde há uma blindagem dos elétrons internos em relação aos mais externos.

Portanto, a medida que o raio atômico aumenta, torna-se mais “fácil” de retirar um elétron, ou seja, gasta-se menos energia pois  ele está fracamente atraído pelo núcleo. E vice versa, quando se percorre de baixo para cima num grupo ou família, os raios atômicos diminuem e os elétrons ficam gradativamente mais atraído pelo núcleo, ficando cada vez mais difícil a retirada de um elétron e, consequentemente se gasta mais energia para se retirar um elétron.

3.    AFINIDADE ELETRÔNICA

      Afinidade eletrônica (AE) de um átomo é a energia liberada quando um eletron é adicionado a um átomo neutro, gasoso, em seu estado fundamental.

      Assim como a energia de ionização a afinidade eletrônica se aplica a átomos isolados, porém representa um processo contrário ao da energia de ionização. Neste caso, ocorre a adição de um elétron e liberação de energia. Não se exige trabalho para remove-lo.

    

Por quê?

      Quanto menor o raio atômico maior a afinidade eletrônica.

4.    ELETRONEGATIVIDADE E ELETROPOSITIVIDADE

      Indica a tendência de um átomo em atrair elétrons (eletronegatividade) ou em perder elétrons (eletropositividade). Portanto, quando um átomo apresenta dificuldade em perder elétrons, ele apresenta alta eletronegatividade. Do mesmo modo, quando um átomo apresenta facilidade em ganhar elétrons ele apresentará alta eletronegatividade. Esses fatos decorrem das propriedades anteriores, afinidade eletrônica e da energia de ionização.

Sendo assim, fica mais fácil de entender outras propriedades químicas como densidade, volume atômico, pontos de fusão e ebulição e reatividade química.

d = m/v ;  v =  massa molar/ densidade.