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2.11: Ligações Iónicas
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Ionic Bonds
 
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2.11: Ionic Bonds

2.11: Ligações Iónicas

Overview

When atoms gain or lose electrons to achieve a more stable electron configuration they form ions. Ionic bonds are electrostatic attractions between ions with opposite charges. Ionic compounds are rigid and brittle when solid and may dissociate into their constituent ions in water. Covalent compounds, by contrast, remain intact unless a chemical reaction breaks them.

Opposing Charges Hold Ions Together in Ionic Compounds

Ionic bonds are reversible electrostatic interactions between ions with opposing charges. Elements that are the most reactive (i.e., have a higher tendency to undergo chemical reactions) include those that only have one valence electron, (e.g., potassium) and those that need one more valence electron (e.g., chlorine).

Ions that lose electrons have a positive charge and are referred to as cations. Ions that gain electrons have a negative charge and are called anions. Cations and anions combine in ratios that result in a net charge of 0 for the compound they form. For example, the compound potassium chloride (KCl) contains one chloride ion for each potassium ion, because the charge of potassium is +1 and the charge of chloride is -1. The compound magnesium chloride (MgCl2) contains two chloride ions for each magnesium ion because magnesium’s charge is +2.

Ions Can Dissociate From One Another in Water

The electrostatic forces holding ionic compounds together are strong when the compounds are in solid form. Since the melting points of ionic compounds tend to be very high, they are generally found as solids on the Earth’s surface. However, ionic bonds are not as strong as covalent bonds, because the ions can be pulled apart, or dissolved, in a chemical reaction liquids like water. Ions dissolved in water are said to be in a chemical reaction, and many ions are capable of conducting electric currents when in this form.

Electrolytes Are Important for Biological Systems

Electrolytes are ions that can conduct electricity when dissolved in water. In biological systems, electrolytes are essential for osmotic regulation—the balance of water across cellular membranes. Electrolytes also contribute to critical biological processes that rely upon electrical charges across the cell membrane, such as muscle contractions and nerve impulses. Common biological electrolytes include the calcium ion (Ca2+), the sodium ion (Na+), the magnesium ion (Mg2+), the potassium ion (K+), the phosphate ion (PO43-) and the chloride ion (Cl-).

Electrolyte imbalances can cause severe physical symptoms and even death. One of the most commonly-encountered electrolyte imbalances is hyponatremia, insufficient sodium levels in the blood. Hyponatremia can be a symptom of another medical condition or caused by ingesting too much water without adequately replacing sodium. Treatments for this serious condition aim to restore the balance of sodium in the body so that the brain, heart, and other organs can function properly.

Visão Geral

Quando os átomos ganham ou perdem eletrões para alcançar uma configuração eletrónica mais estável, eles formam iões. Ligações iónicas são atrações eletrostáticas entre iões com cargas opostas. Os compostos iónicos são rígidos e frágeis quando sólidos e podem dissociar-se nos seus iões constituintes em água. Os compostos covalentes, em contraste, permanecem intactos a menos que uma reação química os quebre.

Cargas Opostas Mantêm Iões Juntos em Compostos Iónicos

Ligações iónicas são interações eletrostáticas reversíveis entre iões com cargas opostas. Elementos que são mais reativos (ou seja, têm maior tendência a sofrer reações químicas) incluem aqueles que têm apenas um eletrão de valência (por exemplo, potássio), e aqueles que precisam de mais um eletrão de valência (por exemplo, cloreto).

Iões que perdem eletrões têm uma carga positiva e são chamados de catiões. Iões que ganham eletrões têm uma carga negativa e são chamados aniões. Os catiões e os aniões combinam-se em proporções que resultam em uma carga líquida de 0 para o composto que formam. Por exemplo, o composto cloreto de potássio (KCl) contém um ião cloreto para cada ião de potássio, porque a carga do potássio é +1 e a carga do cloreto é -1. O composto cloreto de magnésio (MgCl2) contém dois iões de cloreto para cada ião de magnésio porque a carga do magnésio é +2.

Os Iões Podem Dissociar-se Uns dos Outros em Água

As forças eletrostáticas que mantêm os compostos iónicos juntos são fortes quando os compostos estão na forma sólida. Uma vez que os pontos de fusão de compostos iónicos tendem a ser muito altos, eles são geralmente encontrados como sólidos na superfície da Terra. No entanto, as ligações iónicas não são tão fortes como as ligações covalentes, porque os iões podem ser separados, ou dissolvidos, em uma reação química em líquidos como a água. Iões dissolvidos em água são tidos como estando em uma reação química, e muitos iões são capazes de conduzir correntes elétricas desta forma.

Eletrólitos São Importantes Para Sistemas Biológicos

Eletrólitos são iões que podem conduzir eletricidade quando dissolvidos em água. Em sistemas biológicos, eletrólitos são essenciais para a regulação osmótica—o equilíbrio da água entre as membranas celulares. Os eletrólitos também contribuem para processos biológicos críticos que dependem de cargas elétricas em toda a membrana celular, como contrações musculares e impulsos nervosos. Os eletrólitos biológicos comuns incluem o ião cálcio (Ca2+), o ião sódio (Na+), o ião magnésio (Mg2+), o ião potássio (K+), o ião fosfato (PO43-) e o ião cloreto (Cl-).

Desequilíbrios de eletrólitos podem causar sintomas físicos graves e até mesmo a morte. Um dos desequilíbrios de eletrólitos mais comumente encontrados é a hiponatremia, níveis insuficientes de sódio no sangue. A hiponatremia pode ser um sintoma de outra condição médica ou causada pela ingestão de muita água sem substituir adequadamente o sódio. Os tratamentos para esta condição grave visam restaurar o equilíbrio do sódio no corpo para que o cérebro, o coração e outros órgãos possam funcionar corretamente.


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