Ligações Iônicas

Quando ocorrem ligações entre íons positivos (Cátions) e negativos (ânions) denominamos de LIGAÇÕES IÔNICAS. Essa ligação é a única em que a transferência de elétrons é definitiva. Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Íons são átomos e em desequilíbrio elétrico e apresentam carga positiva ou negativa.
Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os átomos que apresentam facilidade em perder elétrons, são em geral os metais das famílias IA, IIA, IIIA, e os que recebem elétrons são ao ametais das famílias VA, VIA, VIIA.
Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos, duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares.

FORMAÇÃO DO COMPOSTO IÔNICO
Arranjos entre compostos iônicos formam substâncias iônicas. Tudo começa quando os íons unem-se devido às forças de atração eletrostática. Se observarmos por um microscópio, percebemos a formação de retículos cristalinos, que são aglomerados de íons de forma geométrica bem definida.
Os sais e outros grupos de m5m5 possuem íons que formam compostos iônicos e, consequentemente, substância iônica. O cloreto de sódio (sal de cozinha) é um exemplo de substância iônica formada de inúmeros aglomerados iônicos. O arranjo entre os cátions SÓDIO (Na+) e os ânions CLORETO (Cl-), que se atraem fortemente por terem cargas contrárias, forma a substância cloreto de sódio.
-LÍRIA ALVES / GRADUADA EM QUÍMICA.

TABELA DE CÁTIONS
Monovalentes (+): Litio (Li); Sódio (Na); Potássio (K); Rubidio (Rb); Césio (Cs); Frâncio (Fr); Prata(Ag)
Bivalentes (++): Berílio (Be); Magnésio (Mg); Cálcio (Ca); Estrôncio (Sr); Bário (Ba); Rádio (Ra); Zinco (Zn); Cadmio (Cd)
Trivalentes (+++): Aluminio (Al); Bismuto (Bi)
Valencia variável (possui mais de uma valência): Cobre + (Cu, cuproso); Cobre ++ (Cúprico); Ouro + (Au, auroso); Ouro +++ (aurico); Mercúrio I (Mg2)++ (Mercuroso); Mercúrio II (Mg++) (Mercúrico).

Padrões de medidas na química.

Padrões de medidas.

Quando digo que minha massa é de 80Kg, estou dizendo que minha massa corresponde a 80 vezes a massa adotada como padrão, no caso quilograma.

Um átomo, porém, é suficientemente pequeno para não poder ser visto, e também não se pode por na balança. O que não é muito difícil é fazer a comparação entre átomos, saber quantas vezes um apresenta o peso do outro. Assim se escolhermos um deles como padrão teremos criado a nossa própria escala de massa atômica.

·         Unidade de massa atômica.

Na convenção da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) realizada em 1.961, adotou como unidade padrão de massa atômica o equivalente a  da massa do isótopo 12 do elemento carbono.

Por mais confuso que pareça, na verdade é simples. Dessa forma, a massa de um átomo, medida em unidade de massa atômica, corresponde quantas vezes esse átomo é mais pesado que  do isótopo 12 do carbono.

·         Massa atômica (M.A)

Então, quando dizemos que o enxofre tem massa 32, significa que ele é 32 vezes maior que  da massa do isótopo 12 de carbono.

Mas devemos lembrar que elemento químico é o conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico (Z). Dentro desse conjunto que existem isótopos, ou seja,átomos que apresentam igual número atômicos e diferente numero de massa.

Exemplo: Para o elemento Cloro (Cl) com número atômico 17, existem 2 isótopos, com massa 35 e outro com 27.

Mas qual massa devemos adotar?

            Seguimos o procedimento abaixo.

1.    Verificamos o percentual de ocorrências na natureza.

2.    Calculamos a média ponderada desses isótopos.

Ex:

Cloro:

³⁵₁₇Cl              ³⁷₁₇Cl     

75%                25%                        

M.I = soma do nº prótons e nêutrons contido no átomo

M.A.Cl = 

                  

M.A.Cl =

M.A.Cl = 

M.A.Cl = 35,50

·         Massa molecular.

É a soma das massas atômicas de todos os átomos constituintes da molécula.

            Ex: M.M do H₂SO₄

M.A do H = 1u

M.A do S = 32u

M.A do O = 16u

M.M do H₂SO₄ = (H 2.1) + (S 32.1) + (O 16.4)

M.M do H₂SO₄ = 2+32+64

M.M do H₂SO₄ = 98u

·         Número de Avogadro (Mol)

6,023 . 10²³

12u de C = 1 átomo de C

12g de C = 6,023 . 10²³ de átomo de C

18u de H₂O = 1 molécula de H₂O

18g de H₂O = 6,023 . 10²³  de molécula de H₂O

62u de NO₃^- = 1 íon de NO₃^-

62g de NO₃^-  = 6,023 . 10²³ íon de NO₃^-

Mol

1 mol de	Banana	São 6,023 . 1023 de	Banana
	Íon		Íon
	Átomo		Átomo
	Molécula		Molécula
	Cátion		Cátion
	Ânion		Ânion
	carro		carro

Nota do Blogueiro: Nessas informações podemos agora entender de onde surgiram tantos números na tabela periódica, pois ao ler pode-se reparar que existem o símbolo do elemento químico, Massa atômica e nº Atômico. Assim sabendo como e porque são estes números dados a informação do tópico (Massa Atômica M.A) podemos observar como é encontrado aquele pequeno numero acima do símbolo do átomo, visto que o nº atômico é encontrado fazendo a soma dos elétrons do átomo.