Ligações quimicas ionicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS IONICAS 
Na química, conseguimos observar tantas ligações entre elementos, que formam moléculas, quanto ligações entre moléculas propriamente ditas. Ligações químicas compreende apenas átomos/ íons e ligações intermoleculares (ou forças intermoleculares) compreendem moléculas.
· Ligações químicas são mais fortes em relação a interações intermoleculares 
Podemos também as classificar como ligações primarias e ligações secundarias.
Elétrons de valência são elétrons compreendidos na última camada e subcamada do átomo (de acordo com o modelo atômico de Bohr) e estes que participam das interações nas ligações químicas, podendo ser doados, compartilhados ou recebidos. Estes princípios estão correlacionados ao potencial de ionização que sempre vai ser menor para elétrons mais externos ao nucelo, também relacionado ao princípio de carga nuclear efetiva. 
O conceito de valência foi um conceito introduzido por Kekule e Copper, posteriormente, este seria utilizado por Lewis e Kossel para explicar os fenômenos das reações químicas e sua formação. Observamos que Lewis propôs um modelo para representação destes E.V e uma didática sobre suas ligações e a estabilidade da estrutura. 
· Valencia de um átomo passou a ser a quantidade de elétrons necessária que um átomo precisa receber, doar ou compartilhar para chegar à estabilidade igual à do gás nobre mais próximo. 
Estes primeiros conceitos de ligação química seguem a teoria do octeto, com exceções. 
Ligações iônicas são interações eletrostáticas multidirecionais
	Elementos 
	Afinidade eletrônica 
	Potencial de ionização 
	Li
	60
	520
	Be
	-18
	900
	B
	27
	800
	C
	122
	1086
	N
	-9
	1402
	O
	141
	1314
	F
	328
	1681
	Ne
	-29
	2080
Valores em K.J/mol 
Potencial de ionização- energia demandada para retirar o EV do elemento;
Afinidade eletrônica- energia liberada pela espécie quando ela ganha um elétron. 
Ligações iônicas são interações eletrostáticas multidirecionais, isto ocorre por conta de presença de estruturas carregadas eletronicamente e contrarias entre si, cátions e aníons, que tem tendencia a se atrair. 
· Geralmente formando entre metais com uma energia de ionização baixa e ametais com uma energia de ionização relativamente alta. Metais com menor energia de ionização são os Metais Alcalinos e Metais Alcalinos Terrosos, Grupo 1A e 2A. Os Ametais com maior energia de ionização são os do grupo 6A e 7ª. 
· Sabemos que sais são formadas por ligações iônicas, a exemplo do NaCl, e em água eles sofrem dissociação, se separação pela presença do líquido, onde é possível a passagem de corrente elétrica pela presença dos íons, 
ESTUDOS SOBRE A FORMAÇÃO DO NaCl 
Primeiramente, vamos pegar as duas espécies em seu estado natural e ionizar as mesmas (ambas em estado gasoso) 
Na – 1E= +494 K.L/ mol-processo endotérmico, ganha de energia pela espécie (ENERGIA DE IONIZAÇÃO). 
Cl + 1E= -349 K.J/ mol-processo exotérmico, perca de energia pela espécie. (AFINIDADE ELETRONICA). 
+ 494- 349= +145, ou seja, para formação das duas espécies, em estado gasoso, vamos observar uma ENERGIA DESFAVORAVEL, uma vez que, os átomos de juntam para ficar mais estáveis perdendo energia, porém temos que considerar alguns cálculos ainda. 
Na+ CL-= -552 K.J/ mol 
Observamos que quando estes dois íons são submetidos a uma interação eles liberação uma quantidade muito grande de energia. Se fizermos os cálculos subtraindo a energia de formação para configuração das espécies isoladas com as interações com as espécies juntas observaremos um processo favorável. 
ENERGIA GLOBAL: +145- 552= -407 K.J/ mol
Houve diminuição de energia. 
As ligações iônicas formam sólidos cristalinos por conta que este processo não é direcional, com isto, ela consegue atrair igualmente estruturas em todas suas direções, permitindo, assim, a formação de sólidos com esta característica. (há a geração de um campo de força eletrostático). 
· Esferas positivas sempre serão rodeadas de esperas negativas; 
· Esperas negativas sempre serão rodeadas de esperas positivas. 
Os compostos iônicos são sólidos pela atração multidirecional dos elementos. 
Este gráfico ilustra como corre a interação eletrostática entre as espécies. O nucelo de um fica atraído pela eletrosfera do outro e vice-versa, sendo assim as duas estruturas se aproximam até chegarem em um ponto de encontro ideal, favorável para as duas espécies. Neste ponto de encontro a atração vai ser máxima e a repulsão mínima ainda, por mais que mínima, ocorrerá a repulsão pelos elétrons das duas estruturas ficarem próximos uns dos outros. Observamos que, à medida que aproximamos as espécies, além do ponto de equilíbrio, a repulsão será maior que a atração pela atividade dos elétrons. Tudo é uma questão de equilíbrio, nem longe de mais, porque aí não teria ligação, nem perto demais para não se repelir. 
ENERGIA RETICULAR OU ENERGIA DE REDE 
A energia reticular é a energia final formada pela atração de todos os íons presentes na estrutura iônica. Esta também configura a energia necessária para transformar o sólido em gás ou o gás em sólido. 
Em um reticulo sólido, temos que lembrar que estruturas opostas se atraem e estruturas iguais se repelem, para isto, podemos representar essas interações matematicamente e calcular a energia de rede.