Ligação Iônica

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Ligações Químicas
Ligação iônica: atração eletrostática entre íons de cargas opostas (cátions e ânions)
Os metais tendem a perder elétrons para formar cátions (espécies dotadas de carga positiva)
Ex: Na+, Ca2+, Al3+, Pt2+
Os ametais ou não metais, tendem a ganhar elétrons para formar ânions (espécies dotadas de carga negativa).
Ex: Cl-, O2-, OH-, CO32-
 Formam retículos cristalinos organizados tridimensionalmente, com cátions rodeados por ânions ou ânions rodeados por cátions em todas as direções.
Ex:
Cristal de NaCl organizado de forma tridimensional
Ligação covalente: Ocorre através do compartilhamento de elétrons, através da sobreposição de orbitais. Ocorre tipicamente entre não metais.
Ex: H2, F2, NH3, CH4
Podem formar moléculas discretas (tem início e fim)
Ex: Metano
Podem formar moléculas contínuas (que se propagam em todas as direções).
Ex: Diamante
Cada átomo de carbono do diamante está ligado a quatro outros átomos de carbono, que por sua vez estão ligados a quatro novos átomos e assim por diante (formam uma rede tridimensional de natureza covalente). 
Ligação metálica: Agregados de cátions, coesos por elétrons livres ou por um “mar de elétrons”. 
Ex: Ferro, titânio, prata.
Íons metálicos organizados tridimensionalmente inundados com os elétrons livres da rede cristalina
LIGAÇÂO IÔNICA
Definição: É a atração eletrostática entre um cátion e um ânion.
Um composto iônico pode ser formado a partir da reação entre um metal e um não metal: 
Sódio metálico reagindo com cloro gasoso, gerando cloreto de sódio.
	Um composto iônico também pode ser formado a partir dos cátions e ânions já formados (reações de troca de íons).
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
Para saber a carga do cátion ou do ânion, devemos olhar para o gás nobre mais próximo. 
Metais tendem a perder elétrons para atingir a configuração do gás nobre anterior.
Ex: Li 1s2 2s1 Li+ 1s2 (ou seja a configuração eletrônica do hélio)
Não metais tendem a ganhar elétrons para atingir a configuração do gás nobre seguinte.
Ex: F 1s2 2s22p5 F- 1s2 2s22p6 (ou seja a configuração eletrônica do neônio).
Metais alcalinos tendem a perder um elétron e metais alcalinos terrosos dois elétrons para atingir a configuração do gás nobre anterior. 
Um composto iônico é neutro, ou seja, tem um mesmo número de cátions e ânions.
Ex: NaCl
Ex: 2 Na+ + 1 O2- Na2O (composto neutro)
(2 Na+ = 2 cargas positivas) + (1 O2- = 2 cargas negativas) Composto neutro 
	No caso de um composto iônico, não formamos somente um par iônico (um cátion e um ânion), e sim um retículo cristalino com infinitos cátions e infinitos ânions (arranjados tridimensionalmente). A fórmula iônica (Ex: Na2O) nos dá a proporção entre cátions e ânions que existem na rede cristalina – no exemplo são dois móis de cátions Na+ para um mol de ânions O2-. 
Estruturas de Lewis
Representação do átomo contendo os seus elétrons da camada de valência.
 
Energia reticular
	Um sólido iônico não é formado somente pelo par iônico e sim por um agregado de cátions e ânions. Desta forma, todos os cátion e ânions da rede interagem, em maior ou menor grau, de forma global. Quanto mais próximos eles estiverem entre si na rede cristalina, maior será a interação. Porém, um cátion pode sentir a atração de ânions além de seus vizinhos imediatos (com menor intensidade) ou a repulsão de outros cátions da rede cristalina. A interação de cargas de sinais apostos favorecem a coesão da rede, enquanto a interação de cargas de mesmo sinal desestabilizam a formação do composto iônico.
Como pode ser observado na figura abaixo, um cátion está rodeado por seis ânions, logo a interação não é direcional (interage com ânions em diferentes posições, o que favorece a formação do agregado). Os outros cátions estão posicionados em regiões mais afastadas do que os ânions, ou seja, o efeito atrativo será maior que o efeito repulsivo (observar a figura abaixo). Um cátion está a uma distância r do ânion mais próximo, enquanto está a uma distância r do cátion mais próximo (uma distância maior).
A esse efeito cumulativo de interações entre cátions e ânions no espaço que culminam na formação do agregado iônico damos o nome de energia de rede ou ∆Hrede. O sólido só será formado devido ao predomínio das forças atrativas frente às forças repulsivas. Desta forma, a energia que seria gasta para separar um mol do composto iônico (separar todos os cátion da influência dos ânions-afastar uns dos outros) é a energia de rede. Como estes cátions e ânions estarão afastados por uma distância suficientemente grande da influência um dos outros, podemos pensar que formamos um gás de íons (gás de cátions e ânions).
Também é importante observar que os íons não são cargas pontuais e sim átomos carregados. Ou seja, continuam sendo átomos com todas as partes que os constituem (núcleo e eletrosfera). Assim, apesar de cátions e ânions possuírem cargas de sinais opostos, estes não se aproximarão infinitamente na rede cristalina, pois, em determinado ponto, começará a existir repulsão entre os elétrons remanescentes e a repulsão núcleo/núcleo. 
Fatores que influenciam a energia de rede: 
Arranjo dos átomos (cúbico, monoclínico, hexagonal, etc...);
Tamanho dos íons;
Carga dos íons;
Atração cátion/ânion e repulsão núcleo/núcleo.
A equação abaixo nos permite calcular a Energia de Rede (∆Hrede, Uret, U´) para um composto iônico qualquer.
Equação de Born-Landé
Onde:
	N é o número de Avogrado (pois estamos calculando para um mol do composto iônico);
	A é a constante de Madelung (depende da estrutura do sólido cristalino e leva em consideração os aspectos de atração versus repulsão na rede cristalina);
	O símbolo “e” é a carga fundamental do elétron; 
	Z1 e Z2 são as cargas dos cátions e ânions (para o Na2O, Z1 seria 2 e Z2 seria 1);
	r0 é a média dos raios iônicos (média dos raios iônicos);
	ε0 é a permissividade de vácuo; 
	n é o fator de compressibilidade de Born (que depende da configuração eletrônica do íon e pode ser encontrado em tabelas). Usamos sempre um n médio para os cátions e ânions.
	Como pode ser observada na equação acima, leva-se em consideração diversos fatores relativos ao funcionamento da interação iônica. Assim, com essa equação, podemos chegar a valores de energia próximos aos valores reais. 
OBS: O modelo funciona tão melhor quanto maior o caráter iônico do composto iônico.
	Quanto mais negativo for o ∆Hrede mais estável será o composto iônico. Ou seja, em outras palavras quer dizer que os cátions e ânions interagem muito bem, logo será difícil separá-los. Como consequência podemos esperar baixa solubilidade, altos pontos de fusão e ebulição para estes compostos. 
	Avaliando a equação também podemos esperar que quanto mais elevada for a carga dos íons e quanto menor for o raio, maior será o ∆Hrede. 
Ex: MgO utilizado como material refratário em fornos de aquecimento (íons pequenos com cargas altas).
Lembrar do exemplo das esferas apresentado na aula:
 
Formação dos compostos iônicos
Um composto iônico somente será formado caso ele esteja em um nível de energia menor do que os cátions e ânions ou as substâncias que lhes deram origem. 
Ex: Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl ∆H = -378kJ/mol
No exemplo acima existe a liberação de calor, ou seja, é um processo em que há liberação de energia (exotérmico). Logo, o nível de energia que o produto NaCl se encontra é mais baixo do que do reagentes (sódio metálico e cloro molecular). Portanto, podemos pensar que é um processo que ocorre espontaneamente.
Porém, se pensarmos de forma isolada e lembrarmos de conceitos já conhecidos, podemos observar que para formar um cátion, como é o caso do Na+, devemos fornecer energia. Essa energia nós conhecemos por energia de ionização (sempre gastamos energia para remover um elétron da influência do núcleo). 
Na(s) Na+ EI = +496kJ/mol
Se observarmos, gastamos mais energia pararemover um elétron do sódio do que ganhamos ao formar o composto iônico. Então, como o sólido iônico é formado?
R: Só é possível, pois deve existir alguma etapa onde será liberada mais energia do que a que será fornecida.
Ciclo de Born-Haber
O ciclo de Born-Haber nos permite calcular a energia de rede (∆Hrede), o qual não pode ser calculado experimentalmente de uma forma muito prática. Não pode ser calculado experimentalmente pois é impraticável separar infinitos cátions e ânions de uma rede cristalina, conseguir formar o gás de cátions e ânions e ainda conseguir medir a energia em cada um dos infinitos processos de separação. Também vimos que a Equação de Born-Landé não funciona para todos os casos e tem forte desvio quando o caráter iônico do sólido diminui. 
O ciclo de Born-Haber pode ser empregado para calcular o ∆H de formação de um composto iônico (∆Hformação) ou o ∆Hrede do mesmo. O ∆H nada mais é do que o calor (energia) trocado em um processo qualquer quando mantemos a pressão constante. 
Ex: Se pegarmos 46g de etanol (1 mol) e queimarmos essa massa em um recipiente aberto (sob pressão de 1 atm, condição padrão) serão liberados 1366 kJ de energia. Ou seja, está é uma reação exotérmica. Nós sabemos que queimar combustíveis é uma forma de obtermos energia. 
	Logo, o ∆H de formação de um composto é a energia liberada quando esse composto é formado (ex: Na e Cl2 reagindo para formar o NaCl). Observar que o ∆Hformação é diferente do ∆Hrede. 
Como aplicamos o Ciclo de Born-Haber?
Existem na química funções chamadas de funções de estado. As quais não dependem dos estados intermediários e sim do estado inicial e do estado final. 
Ex: Vamos supor que decidimos investir na bolsa de valores com 3000 reais e que na semana seguinte nosso capital aumentou para 3500. Na segunda semana perdemos 1000 reais e ficamos com 2500 reias. Na terceira semana perdemos ainda mais e ficamos com 2000 reais. Na quarta semana, ganhamos 500 reias e ficamos com 2500. Por medo de perder mais dinheiro decidimos encerrar nossa breve experiência com a bolsa de valores. Fica um questionamento, faz diferença que em um dado momento nós tenhamos conseguido 3500 reias? 
R: Não faz diferença nenhuma, pois no final (que é o que realmente importa) acabamos perdendo 500 reias do nosso investimento inicial.
	Uma função de estado se comporta da mesma maneira. Só precisamos saber do seu estado inicial e do seu estado final. 
Algumas funções de estado: Massa, volume, temperatura, ∆H, etc...
	Portanto, podemos usar essa propriedade das funções de estado para calcular as energias envolvidas na formação de um composto iônico.
Agora vamos pensar na formação do NaCl.
Para formar um mol de NaCl preciso de sódio metálico e de cloro molecular, portanto:
1 Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) ∆Hformação = -383 kJ/mol
Vejam que podemos formar o sal a partir de sódio (metálico) e do gás cloro. Como o cloro é uma molécula diatômica (constituída por dois átomos de cloro) só precisamos utilizar meio mol desse gás para formar um mol de cloreto de sódio. Bom, esse é o processo direto, ou seja, o estado inicial (antes da reação) e o estado final (depois da reação). Mas onde está o ∆Hrede? Como calculamos?
Podemos pensar no processo acima como sendo constituído por diversos pequenos processos.
Sabemos pela definição que o ∆Hrede é a energia que gastaríamos para separar um mol de íons de uma rede cristalina. Portanto, como segue abaixo gastaríamos +754 kJ/mol (sinal positivo) para separarmos esses cátions dos ânions.
NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g) ∆Hrede = + 754kJ/mol 
Caso fizéssemos o processo contrário, pegar um mol de gás de cátions e reagíssemos com um mol de gás de ânions, como segue abaixo, liberaríamos -754 kJ/mol (sinal negativo).
Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) ∆Hrede = - 754kJ/mol 
Bom, como vamos formar um gás de cátions? E um gás de ânions?
Podemos pensar separadamente para cada um dos casos.
Para formar um gás de sódio podemos fazer algumas transformações conforme representado abaixo:
Na0(s) Na0(g) Na+(g) 
Na primeira transformação vamos fazer com que o metal sublime, ou seja, passe do estado sólido para o estado gasoso. A sublimação sempre exige gasto de energia (a passagem do sólido para o líquido consome energia e do líquido para o gasoso também...devemos fornecer energia para a água ferver por exemplo). Logo, o valor de ∆H será positivo. No segundo momento devemos formar o cátion e, como aprendemos, gastaremos uma energia chamada de Energia de Ionização (também sempre será positiva, pois teremos que remover um elétron da influência do núcleo e isso demanda energia).
Com isso, após passar por dois processos que consomem energia, conseguimos formar o gás de cátion.
Agora só nos resta formar o gás de ânion.
Primeiramente, teremos que quebrar a molécula de cloro, afinal de contas vamos precisar de um gás de ânion e não de um gás de moléculas. Para quebrar uma ligação química, sempre vamos gastar energia, pois se os átomos estão ligados significa que ambos sentem atração entre si. Logo, a quebra de qualquer ligação química sempre demanda energia (∆Hdissociação). Como o cloro já é um gás, não precisamos nos preocupar com outros processos de passagem de estado físico como foi o caso do sódio. Agora só falta transformar o cloro atômico em um ânion. Logo, temos que doar um elétron para esse átomo. A energia envolvida nesse processo é a chamada Afinidade Eletrônica ou Energia de ganho de elétrons. Essa energia pode ser positiva ou negativa (no caso do cloro é negativa). Depende muito da capacidade do átomo em administrar o excesso de carga negativa. Com isso temos o nosso ânion gasoso formado. 
 
	Agora a reação entre o cátion e o ânion gasoso pode ocorrer. Como vimos, a energia de rede para um sólido estável SEMPRE liberará energia. Quando tiver de absorver energia este sólido será instável e não será formado. 
 
	Abaixo segue o processo global:
	Se cortarmos os intermediários, ou seja, as etapas que que não interessam (afinal de contas só nos interessa o início e o fim), Poderemos calcular o ∆Hformação ou, caso esse fosse conhecido (facilmente determinado experimentalmente), o ∆Hrede:
 
Logo: o ∆Hformação vai ser o somatório de TODAS as etapas intermediários da formação de um composto iônico.
∆Hformação = ∆Hrede + ∆Hsublimação Na + EI Na + ∆Hdissociação Cl2 + AE Cl
∆Hformação = -754 + 104 + 495,4 + (242/2) – 349
∆Hformação = -382,6 kJ/mol
Cuidado: Temos que cuidar o sinal de cada transformação para colocarmos na fórmula.
Para calcular o ∆Hrede bastaria isolá-lo na fórmula.	
Geralmente facilita montar um diagrama como o representado abaixo, onde cada etapa que consome energia tem uma flecha apontada para cima e cada etapa que libera energia tem uma flecha apontada para baixo: