Aula5 inorganica

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QUÍMICA INORGÂNICA I 
Ligação Iônica 
 
 Parte 5 
 
• Introdução à ligação química 
• Ligação iônica 
 - Caráter iônico; 
 - Eletronegatividade; 
 - Energia de rede; 
 - Ciclo de Born-haber; 
 - Equação de Born-landé; 
 - Geometria de sólidos iônicos; 
 - Propriedades dos sólidos iônicos. 
 
Prof. Priscila Silva 
 
Como os Elementos Químicos ocorrem na Natureza? 
óxidos fosfatos silicatos carbonatos sulfetos C de carvão 
B do bórax 
Podem ocorrer 
sem combinação 
Lantanídeos 
Sais 
(haletos) 
2 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Qual o tipo de ligação dos compostos abaixo? 
Iônica Covalente Metálica 
3 
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NaCl Fe H2O
 
Será que classificá-los dessa forma está 100% correto? 
+ 
- 
Polarização 4 
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NaCl H2O
 
Híbrido de ligações 
5 
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NaCl possui 100% de caráter iônico? 
NaCl 
+ 
- 
Polarização 
O momento de dipolo elétrico do NaCl é cerca 
de 25% menor do que o calculado. 
Existem duas explicações para tal fato: 
1- O íon Na+ produz um forte campo que polariza o íon Cl-, 
o que causa diminuição no momento dipolar. 
2- Devida a distorção da nuvem 
eletrônica podemos observar um aumento 
no nº de elétrons entre os dois núcleos  
típico de lig. Covalente. 
NaCl não possui 100% de caráter iônico. 6 
Eletronegatividade 
 Linus Pauling criou uma escala de 
eletronegatividades, sendo o flúor (4,0) e o 
frâncio (0,7) respectivamente os elementos 
mais e menos eletronegativos. 
7 
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Qual o significado dos números no eixo y? 
8 
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 Linus Pauling construiu uma escala de 
eletronegatividade com base nas energias de ligação das 
moléculas. 
9 
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•A energia de ligação das moléculas é a energia necessária 
para romper ligações. 
 
Exemplo: 
•HF  Energia de ligação = 565 KJ/mol 
•H2(g) + F2(g)  2HF(g) 
•Se o par eletrônico fosse compartilhado por igual a energia 
de ligação seria a média aritmética entre as energias de 
ionização de H2 (432,0 KJ/mol) e F2 (154,8 KJ/mol)  média 
= 293,4 KJ/mol 
• Segundo Pauling, a diferença de energia (D) 565 – 293,4 = 
271,6 KJ/mol deve-se a diferença de eletronegatividade dos 
dois elementos. 
•Que ele determinou da seguinte forma: 
Como Pauling fez os cálculos para determinar a 
eletronegatividade (c) dos elementos? 
Como Pauling fez os cálculos para determinar a 
eletronegatividade (c) dos elementos? 
10 
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 cA – cB = √(D/96,5) 
• 96,5 é o fator de conversão de elétron volts. 
 
Exemplo: 
•cF - cH = √(271,6/96,5) = 1,68 
 
•Pauling convencionou cH= 0, mas depois ele ajustou para 
cH= 2,2 para não ter valores negativos, logo: 
 
•cF - cH= 1, 68  cF = 1,68 + 2,2  cF = 4,0 
Outra definição de eletronegatividade (c) 
11 
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Segundo Mulliken: 
c = 1/2(EI – AE) 
Por que o conceito de eletronegatividade (c) 
é importante para ligação iônica? 
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Quanto maior a diferença de eletronegatividade 
entre os átomos maior será o caráter iônico da 
ligação química. 
O NaCl possui 70% de caráter iônico. 
O FrF possui 95% de caráter iônico. 
O NaCl teria 100% de caráter iônico se o elétron do 
sódio fosse totalmente transferido. Mas o sódio 
ainda que tenha uma baixa eletronegatividade 
suficiente para que o elétron não seja totalmente 
transferido para o Cl, o que causa a polarização no 
NaCl. 
0,0 0,5 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
0
20
40
60
80
100
%
 C
ar
at
er
 iô
ni
co
Diferença de eletronegatividade
Ligação iônica X ligação covalente 
13 
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H2 
HF 
FrF 
NaCl 
KBr 
HCl 
H2O 
BaF2 
BeCl2 
Metais 
Baixa energia 
de ionização. 
Não-metais 
Alta Afinidade 
eletrônica. 
Elementos que tendem a 
formar Ligação Iônica 
LIGAÇÃO IÔNICA 
Considera-se que ocorre uma transferência de Elétrons entre os Átomos 
14 
 
15 
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Reação entre Na e Cl2 
Veja o caso do NaCl: 
Energia de ionização do Na = 496 KJ/mol 
Energia de afinidade eletrônica do Cl= -349 KJ/mol 
DE= EI1(Na) + AE(Cl) = 147 KJ/mol 
Porque compostos iônicos se formam? 
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A reação é fortemente endotérmica, logo os átomos 
de Na(g) e Cl(g) possuem menor energia que os íons 
Na+(g) e Cl-(g). Então para que ocorra a reação é 
necessária que haja alguma energia de estabilização. 
 
É a energia liberada na formação de 1 mol de sólido iônico a 
partir dos íons gasosos: 
 
Mn+(g)
 + Xn-(g) → Mn+Xn-(s) + energia 
 
Determinada experimentalmente 
através do Ciclo de Born-Haber 
Energia de rede ou reticular 
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K(g) + Cl (g) 
K(g) + Cl2(g) 
K(s) + Cl2(g) 
K+ (g) + e- + Cl (g) 
Ciclo de Bohr-Haber 
K+(g) + Cl
-
 (g) 
KCl (s) 
+ 89 KJ/mol 
+ 122 KJ/mol 
+ 418 KJ/mol 
- 349 KJ/mol 
- DHL (KCl) 
+ 437 KJ/mol 
Sublimação 
Atomização 
Ionização 
Afinidade Eletrônica 
Entalpia de ligação 
18 
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Para pensar ... 
Por que compostos como NaCl2 e NaNe não 
existem? 
19 
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Resposta: 
Pelo ciclo de Born-Haber vemos que para que 
esses compostos sejam estáveis a energia de 
rede deve ser muito grande a ponto de 
compensar elevada 2ª energia de ionização do 
sódio e a alta energia de ionização do neônio. 
ENERGIA DE REDE 
Energia de interação eletrostática entre íons de cargas opostas 
Nas substâncias iônicas, cátions e ânions distribuem-se 
regularmente no espaço, formando redes cristalinas, em que as 
interações atrativas são maximizadas e as repulsivas minimizadas. 
A energia de interação, derivada da lei de Coulomb, é dada por : 
20 
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Equação de Born-Landé 
Atração eletrostática Repulsão 
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Forças de Repulsão envolvidas no cálculo da 
energia reticular de uma rede cristalina iônica 
22 
Constante de Madelung 
É um número adimencional relacionado às características 
geométricas do sólido 
r 
r 
+ 
+ 
- 
- 
23 
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Para pensar ... 
Calcule o valor da constante de Madelung para um 
arranjo linear de 3 íons: 
+ + 
- 
r r 
2r 
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Constante de Madelung para diferentes 
compostos iônicos 
25 
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Propriedades das substâncias iônicas 
Elevados PF 
Força de 
interação 
forte 
mesmo a 
longas 
distâncias. 
Condutividade 
elétrica 
Separação de 
cargas - 
solvatação 
Para fundir e/ou vaporizar um composto iônico, deve-se 
fornecer energia térmica suficiente para vencer a poderosa 
atração eletrostática que mantém os íons juntos. 
É importante salientar que atomização nesses processos  há 
agregados iônicos, como pares e quadrados, mesmo em fase gasosa. 
26 
Sódio metálico Cloro gasoso 
2 Na (s) + Cl2 (g) → 2 NaCl (s) 
NaCl não é uma 
molécula !!! 
Empacotamento 
de íons na 
formação do 
cristal de NaCl 
Sal de Cloreto de Sódio 
+ → 
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carga do 
cátion 
carga do 
ânion 
Constante de 
proporcionalidade 
distância 
entre cátion e 
ânion 
SÓLIDOS IÔNICOS 
+ - 
r E = K Q+ Q- 
r 
Relação entre carga, raio e energia de rede 
Lei de Coulomb simplificada, onde K= 1/4pe0 
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E  carga 
 raio 
A Energia Reticular (E) 
aumenta quando Q 
aumenta e/ou r diminui. 
Composto Energia Reticular 
MgF2 2957 Z = +2, -1 
MgO 3938 Z = +2, -2 
LiF 1036 
 
r F- < r Cl- 
LiCl 853 
E = K Q+ Q- 
r 
Relação entre carga, raio e energia de rede 
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Energia Reticular e Ponto de Fusão de Alguns Haletos e Óxidos de 
Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos. 
Composto Energia Reticular (kJ/mol) Ponto de fusão (oC) 
LiF 1017 845 
LiCl 828 610 
LiBr 787 550 
LiI 732 450 
NaCl 788 801 
NaBr 736 750 
NaI 686 662 
KCl 699 772 
KBr 689 735 
KI 632 680 
MgCl2 2527 714 
Na2O 2570 Subl* 
MgO 3890 2800 
12 
30 
Estabilidade térmica dos sólidos iônicos 
31 
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MCO3(s)  MO(s) + CO2(g) 
MgCO3 CaCO3 
 
SrCO3 
 
BaCO3 
ɵ decomposição (ºC) 300 840 1100 1300 
A temperatura de decomposição dos carbonatos dos 
metais alcalinos e alcalinos-terrosos dependem da 
estabilidade do compostos M2O ou MO. 
Porque os compostos iônicos têm grande 
facilidade para formar cristais? 
A ligação covalente é fortemente direcional. 
Esta é uma das razões pela qual os materiais covalentes 
raramente exibirem estrutura cristalina. Exceções 
existem. 
 
As ligações iônicas não são direcionais. Os materiais 
iônicos comumente possuem ordem cristalina. Quanto maior 
o número de íons ligados menor será a energia do conjunto. 
Por isso a tendência para formar cristais grandes. 32 
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Estrutura do cloreto de césio (CsCl) 
Celula unitária: cúbica 
Posições dos cátions e ânions são equivalentes 
NC = 8 
33 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Estrutura do cloreto de sódio (NaCl) 
Celula unitária: cúbica 
Posições dos cátions e ânions são equivalentes 
NC = 6 
Cl- 
Na+ 
34 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Estrutura do Fluoreto de cálcio (CaF2) 
Célula unitária: cúbica 
Coordenação do cátion: cúbica  NC = 8 
Coordenação do ânion: tetraédrica  NC = 4 
Posições dos cátions e ânions não são equivalentes 
35 
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Estrutura do rutilo (TiO2) 
Célula unitária: NÃO Cúbica 
Coordenação do cátion: octaédrica  NC = 6 
Coordenação do ânion: trigonal  NC = 3 
Posições dos cátions e ânions não são equivalentes 
36 
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Estrutura do Sufeto de zinco (ZnS) 
Célula unitária: NÃO Cúbica 
NC = 4 Tetragonal 
Posições dos cátions e ânions são equivalentes 
37 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Estrutura do Sufeto de zinco (ZnS) 
Célula unitária: NÃO Cúbica 
NC = 4 Hexagonal 
Posições dos cátions e ânions são equivalentes 
38 
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Polimorfismo 
39 
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Estruturas do mesmo composto que diferem somente 
no arranjo espacial dos átomos (ou) íons) são 
chamadas de polimorfos. 
O tamanho dos íons afetam a 
geometria dos compostos iônicos 
O raio do cátion de 
um determinado 
elemento é menor 
que o raio atômico. 
Comparação entre 
raios iônicos de 
espécies 
isoeletrônicas. 
40 
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RAIOS IÔNICOS 
41 
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SÓLIDOS IÔNICOS 
Para o modelo de ligações iônicas considera-se que os 
íons são esferas carregadas com raios característicos. 
Cl- 
Cl- 
Cl- Cl- Na
+ Cl- 
Cl- 
Cl- 
Cl- 
Cs+ 
42 
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43 
Como os raios iônicos são medidos? 
Raios iônicos são medidos indiretamente por 
comparação entre as distâncias inter-nucleares 
de sais em que os íons positivos variam em 
tamanho. 
Geometria dos sólidos iônicos 
 O tipo de espaço que um cátion irá ocupar é 
função do seu tamanho em função dos ânions 
envolvidos, sendo melhor expresso pelo valor da razão 
entre os raios desses íons (NC = r+/r-), admitindo-se 
que estes atuam como esferas rígidas, com raios fixos. 
44 
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Previsão da geometria dos compostos iônicos 
NC= 3 Trigonal 
r+/r- = 0,155 
45 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Previsão da geometria dos compostos iônicos 
NC= 4 Tetraédrico 
r+/r- = 0,255 
46 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Previsão da geometria dos compostos iônicos 
NC= 6 Octaédrico 
r+/r- = 0,414 
47 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Previsão da geometria dos compostos iônicos 
NC= 8 Cúbico 
r+/r- = 0,732 
48 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Relação entre razão de raios, número de coordenação 
e arranjo geométrico entre íons. 
Relação de raios 
r+/r- 
Nº de 
coordenação 
Arranjo geométrico 
< 0,155 2 Linear 
0,155 até 0,225 3 Trigonal plana 
0,225 até 0,414 4 Tetraédrica 
0,414 até 0,732 6 Octaédrica 
0,732 até 0,999 8 Cúbica de corpo centrado 
49 
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Estrutura dos haletos de metais alcalinos 
Geralmente são do tipo do NaCl ou do CsCl. 
Cátions menores  estrutura do NaCl 
Cátions maiores  estrutura do CsCl 
Estrutura da halita (NaCl) CsCl 50 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Para pensar … 
A partir dos raios iônicos determine se o KCl 
sólido tem a estrutura do NaCl (octaédrica) ou do 
CsCl (cúbica). 
 
Raios iônicos: 
Na+=0,95; K+=1,33; Cs+=1,69 e Cl-=1,81 
Resposta: 
NaCl  r+/r- = 0,95/ 1,81 = 0,524 
CsCl  r+/r- = 1,69/ 1,81 = 0,934 
 
KCl r+/r- = 1,33/ 1,81 = 0,734  estrutura cúbica 
51 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Características dos sólidos iônicos 
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Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
1. Elevado ponto de fusão e de ebulição; 
 
2. Substâncias duras, porém quebradiças; 
 
3. Solúveis quase sempre em solventes 
polares. 
 
4. Capazes de conduzir eletricidade quando 
dissolvidos. 
1- Por que os sólidos iônicos possuem elevados PF e PE? 
53 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Isso é devido a natureza das ligações iônicas que 
são fortes e não-direcionais, ou seja, um dado íon 
interage em todas as direções. 
 
Para fundir e/ou vaporizar um composto iônico, 
deve-se fornecer energia térmica para romper a 
atração eletrostática entre os íons. 
2- Por que os sólidos iônicos são tão quebradiços? 
54 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Ao sofrer pressão as cargas iguais ficam justapostas o que 
causa uma repulsão entre as mesmas ocasionando o 
rompimento do sólido iônico. 
3- Por que compostos iônicos, em geral, 
são muito solúveis em água? 
55 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
SOLVATAÇÃO 
Apesar do fenômeno da SOLVATAÇÃO nem 
todos os compostos iônicos são solúveis 
Quais fatores estão envolvidos na solubilidade 
dos compostos iônicos? 
56 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
As entalpias de rede influenciam a solubilidade  
dissolução envolve quebra da rede; 
 Regra: compostos que contêm íons comraios muito 
diferentes são solúveis em água. Os menos solúveis são os 
com raios similares. 
1- MgSO4 ou BaSO4 
2- Mg(OH)2 ou Ba(OH)2 
Qual é mais solúvel? 
Efeito do ânion sobre a solubilidade dos haletos 
57 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Aumento da polarizabilidade 
Quanto mais polarizada 
a ligação maior é seu 
caráter covalente. 
4- Por que compostos iônicos conduzem 
eletricidade quando dissolvidos? 
58 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Sólidos iônicos hidratados 
59 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
CuSO4· 5H2O 
CuSO4· 5H2O  CuSO4 + 5H2O 
Hidratado anidro 
A reação acima é endo ou exotérmica? 
A reação é ENDOTÉRMICA, pois é 
necessário fornecer energia para 
que as moléculas de água saiam da 
estrutura cristalina. 
Nomenclatura de alguns sais 
60 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Fórmula dos sais 
NaHCO3 
FeSO4 
Na2SO3 
AgNO3 
NH4Cl 
AlPO4 
ZnBr2 
FeCl3.6H2O 
AlBO3 
K2MNO4 
KMnO4 
NaClO2 
NaClO3 
Nomenclatura 
Bicarbonato de sódio 
Sulfato de ferro (II) 
Sulfito de sódio 
Nitrato de prata 
Cloreto de amônio 
Fosfato de alumínio 
Brometo de zinco 
Cloreto de ferro (III) hexahidratado 
Borato de alumínio 
Manganato de potássio 
Permanganato de potássio 
Clorito de sódio 
Clorato de sódio 
Algumas regrinhas 
61 
Qui Inorg 1 – Parte 5 - Prof. Priscila Silva - UFV- CRP out./2010 
Fórmula dos sais 
ClO- 
ClO2
-
 
ClO3
-
 
ClO4
-
 
NO2 
NO3 
SO3 
SO4 
Nomenclatura 
Hipoclorito 
Clorito 
Clorato 
Perclorato 
Nitrito 
Nitrato 
Sulfito 
Sulfato 
+1 
+3 
+5 
+7 
+6 
+8 
+4 
+6 
Nomenclatura de alguns óxidos 
62 
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Fórmula dos sais 
CO 
CO2 
N2O5 
P2O3 
H2O 
Na2O 
Al2O3 
FeO 
Fe2O3 
Nomenclatura 
Monóxido de carbono 
Dióxido de carbono 
Pentóxido de dinitrogênio 
Trióxido de difósforo 
Óxido de dihidrogênio 
Óxido de sódio 
Trióxido de alumínio 
Óxido de ferro (II) ou óxido ferroso 
Óxido de ferro (III) ou óxido férrico 
Para metais exceto alcalinos e alcalinos terrosos deve-se 
explicitar o NOX. 
Para demais elementos deve-se explicitar o número com os 
prefixos gregos (mono, di, tri, tetra, penta...)