ligação ionica

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Química inorgânica I
Prof: Adalberto Alves
LIGAÇÃO IÔNICA
Teoria do octeto introdução a ligação química
Os átomos podem adquirir uma configuração estável por três 
maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando elétrons
a. Elementos eletropositivos, que tendem perder um ou mais elétrons.
b. Elementos eletronegativos, que tendem a receber elétrons.
c. Elementos com reduzida tendência de perder ou receber elétrons.
Três tipos de ligações químicas podem ser formadas:
1. Ligação iônica: Elemento eletropositivo + Elemento eletronegativo;
2. Ligação covalente: Elemento eletronegativo + Elemento 
eletronegativo;
3. Ligação metálica: Elemento eletropositivo + Elemento eletropositivo.
H (Z = 1)
He (Z = 2)
F (Z = 9)
Ne (Z = 10)
Na (Z = 11)
1s1
1s2
2s2
3s1
2p5
INSTÁVEL
1s2
2s2 2p61s2
2s2 2p61s2
ESTÁVEL
INSTÁVEL
ESTÁVEL
INSTÁVEL
Os átomos atinge a estabilidade quando
Adquire configuração eletrônica de gás nobre 
Teoria dos octetos
Ligação iônica
Formação da ligação iônica entre dois átomos hipotéticos, M (metal) 
e X (não-metal)
1- O metal M possui baixa energia de ionização
M(g) → M
+
(g) + 1e 
-
2- O não-metal X possui valor de afinidade eletrônica negativo
X(g) + 1e 
- → X- (g)
3-Caso esses dois eventos estejam conectados o elétron perdido 
por M for recebido por X
4-Como o cátion e o ânion possuem cargas opostos, a força 
eletrostática é a responsável pela formação do par iônico
M(g) + X(g) → M
+
(g) + X
-
(g) 
M+(g) + X
-
(g) → [M
+
(s) X
-
(s)] U=energia reticular < 0 
Formação dos compostos iônicos
Forças eletrostáticas são responsáveis pela atração de íons de
cargas opostas;
A energia potencial total dos dois íons será menor quando
eles estiverem formando uma ligação química.
+
Cl+ Na Cl Na+ Cl 
-
Para um mol 
Na
➢ Formam aglomerados de íons; 
➢ São sólidos cristalinos à temperatura ambiente; 
➢ São Duros; 
➢ Não conduz eletricidade quando sólidos. 
Observe que os íons positivos e negativos 
se alternam formando estruturas 
tridimensionais (o cristal do composto), 
com alta estabilidade termodinâmica.
características
No cristal os cátions e os ânions ficam próximos, fazendo surgir
repulsões entre os elétrons desses íons e gerando uma energia de
repulsão eletrostática.
Energia reticular e as estruturas dos compostos iônicos
Erep = - -
𝑒2𝐵𝑁
𝑟𝑛
B é coeficiente de repulsão;
r é a distância entre os íons;
n é uma constante denominado
Expoente de Born.
A energia que permite a formação do cristal é dado por:
Reorganizando a equação temos:
Gráfico da correção da repulsão
Expoente de Born
Determinação do expoente de Born
Expoente de Born (n) é medido experimentalmente a partir do
coeficiente de compressibilidade do composto. Porém, esse
parâmetro pode ser calculado teoricamente.
nLiCl = 
𝑛
𝐿𝑖
+𝑛𝐶𝑙
2
= 5+9
2
= 7
Para o LiCl
Formação da constante de Madelung
Colocando em evidencia os termos comuns 
Os compostos iônicos estão organizados de forma diferente no
retículo cristalino e os efeitos de atração e repulsão são
diferentes.
No cristal existe vários íons
e depende do fator A, que
está relacionado com a
localização dos íons no
cristal.
Energia reticular e as estruturas dos compostos iônicos
Calculando as constantes universais , temos:
O fator 1389 está dimensionado para se utilizar a distância Inter 
iônica (r0) em angstrom (Å).
A equação de Born-Landé
A
A
Equação para cargas unitárias 
Tabela importante – Constante de Madelung
Varia com as geometrias dos compostos cristalinos
Calcule a energia reticular para o cloreto de sódio, cujas cargas 
iônicas são +1 e -1, a distância Inter iônica, r0, é 282pm e n é igual a 
9,1.
U= -765 kJ /mol
A energia de rede aumenta à 
medida que:
➢As cargas nos íons aumentam;
➢A distância entre os íons
diminui.
MgF2
MgO
LiF
LiCl
2957
3938
1036
853
r F < r Cl
composto Energia da rede
De acordo com a equação de Born – Landé pode-se relacionar 
a energia reticular com o raio e a carga dos íons. 
Energia reticular e as estruturas dos compostos iônicos
síntese do NaCl pela reação entre o sódio metálico e o cloro gasoso
Etapas
1- Vaporização (sublimação) do sódio metálico;
Na (s) → Na (g) ΔH
o
sub = + 108 kJ/mol
2-Dissociação da molécula diatômica de Cl2, gerando átomos de cloro.
Cl-Cl (g) → 2 Cl (g) Edis = + 242 kJ/mol. Então, 1/2 Edis = 121 kj/mol. 
3-Ionização do sódio em fase gasosa; 
Na (g) → Na
+
(g) + 1e ΔHPI = + 494 kJ/mol
4-Afinidade eletrônica; 
Cl (g) + 1e → Cl
-
(g) ΔHAE = - 348 kJ/mol
5- Formação, através de forças eletrostáticas, do par iônico.
Na+ (g) + Cl
-
(g) → NaCl(g) → NaCl(s) H5 ≡ U (energia reticular)
As etapas endotérmicas, 
(1, 2 e 3) são 
desfavoráveis a reação
Na(s) + ½Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf =-412 kJ mol
-1
Utilizando a lei de Hess, obtemos:
Na(s) → Na(g) ∆H1 = 108 kJ mol
-1 (Etapa 1)
½Cl2(g)→ Cl(g) ∆H2 = 121 kJ mol
-1 (Etapa 2)
Na(g) → Na
+
(g) + e- ∆H3 = 494 kJ mol
-1 (Etapa 3)
Cl(g) + e- → Cl
-
(g) ∆H4 = - 348 kJ mol
-1 (Etapa 4)
Na+(g) + Cl
-
(g) → NaCl(s) ∆H5 = -U (Etapa 5)
∆Hf = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 + ∆H4 + U
U= ∆Hf -(∆Hsub+ ∆Hdisc+ ∆Hion- ∆Helet)
U=-412 –(108+121+494 -348)
U=-412 - 375
U=-787kj/mol
Ciclo de Born-Haber e energia reticular 
É a energia desprendida na formação de um mol de um composto 
iônico a partir de seus íons no estado gasoso
U= ∆Hf -(∆Hsub+ ∆Hdisc+ ∆Hion- ∆Helet)
U=-594 –(155+75+520 -328)
U=-594 - 422
U=-1017kj/mol
Estrutura dos sólidos iônicos
Um sólido cristalino possui ordem rígida e de longo alcance.
Em um sólido cristalino, os átomos, moléculas ou íons ocupam
posiçoes específicas.
Um sólido amorfo não possui um arranjo bem definido e de
ordem molecular a longo alcance.
A célula unitária é a unidade estrutural básica de repetição de
um sólido cristalino.
célula unitária
Células unitárias em 3 dimensões
Pirita 
Nos sólido cristalino os átomos, íons ou moléculas estão 
ordenados em arranjos bem-definidos.
fluorita ametista
Sete formas de células unitárias: Retículo Bravais
Células cúbicas
Distribuição das esferas em célula cúbica 
simples
Distribuição das esferas em célula de corpo 
centrado
Compartilhado por 8 
células unitárias
Compartilhado por 
2 células unitárias
Compartilhamento de átomos em células 
cúbicas
Ocupação das esferas na célula unitária
Distribuição das 
esferas na célula 
unitária
Compartilhamento de átomos nas células 
cúbicas
Cúbica 
simples
Cúbica corpo 
centrado
Cúbica de face 
centrado
1 átom/cel.unit
(8 x 1/8 = 1)
2 átomos/ cel. unit 
(8 x 1/8 + 1 = 2)
4 átomos/cel. unit 
(8 x 1/8 + 6 x 1/2 = 4)
Determine o número líquido de íons Na+ e Cl– na 
célula unitária de NaCl
Na+: ( 1/4 Na+ por aresta) (12 arestas) = 3 Na+
(1 Na+ por centro) (1 centro) = 1 Na+
Cl–: (1/8 Cl– por vértice) (8 vértices) = 1 Cl– (1/2 Cl– por face) (6 
faces) = 3 Cl–
Assim, a célula unitária contém 4 Na+ e 4 Cl–.
Relação entre o comprimento da aresta e o 
raio atômico em diferentes células 
unitárias 
Quando a prata cristaliza, forma celulas cúbicas de face
centrada . A unidade de comprimento da aresta da célula é 409
pm. Calcular a densidade da prata.
d = 
m
V
V = a3 = (409 pm)3 = 6.83 x 10-23 cm3
4 átomos / célula unitária em uma célula cúbica de face centrada
m = 4 Ag atoms
107.9 g
mole Ag
x
1 mole Ag
6.022 x 1023 atoms
x = 7.17 x 10-22 g
d = 
m
V
7.17 x 10-22 g
6.83 x 10-23 cm3
= = 10.5 g/cm3
O ouro cristaliza numa estrutura cubica de face
centrado e tem densidade de 19,3g/cm3.Calcule o
radio atômico do ouro.
O argônio cristaliza na estrutura de face centrado.
Calcule a eficiência de empacotamento no argônio
sólido.
Volume de uma esfera é dado pela fórmula V = 4/3 π r3, o volume 
ocupado por quatro átomos esféricos de argônio de raio r é:
E o volume da cela unitáriaé:
A fração da cela unitária ocupada 
por átomos de argônio é:
Ef. = V esf. / V cel.
Difração de raio X por um cristal
Resultado da refração
Dist. adicional = BC + CD = 2d sinq = nl
Reflexão de raios X por planos de 
átomos- Equação de Bragg
A dist. adicional 
percorrida pela onda 
deve ser um múltiplo 
inteiro do comp. de 
onda dos raios X
Raios X de comprimento de onda 0.154 nm são difratados a
partir de um cristal em um ângulo de 14,17°. Assumindo que
n = 1, qual é a distância entre as camadas no cristal?
nl = 2d sin q n = 1 q = 14.170l = 0.154 nm = 154 pm
d =
nl
2sinq
=
1 x 154 pm
2 x sin14.17
= 314,5 pm
Tipos de cristais
Cristais iônicos
Pontos da grade ocupada por cátions e ânions
Mantidos juntos por atração eletrostática
Duro, frágil, alto ponto de fusão
Mau condutor de calor e eletricidade
CsCl ZnS CaF2
Cristais covalentes
Pontos da grade ocupada por átomos
Unidas por ligações covalentes
Rígido, alto ponto de fusão
Mau condutor de calor e eletricidade
diamante grafite
Atomos de carbono
Tipos de cristais
RAZÃO ENTRE OS RAIOS
Estrutura de alguns compostos iônicos
Razão entre os raios do cátion e do ânion, (r+) /(r-) podem nos dar 
informações sobre o número de coordenação e a geometria ao 
redor do cátion.
Valor da razão (r+)/(r-) Nº de coordenação(NC) do 
cátion 
Geometria de coordenação 
ao redor do cátion
<0,15 2 linear
0,15 – 0,22 3 Trigonal plana
0,22- 0,41 4 Tetraedral
0,41 – 0,73 6 Octaedral
>0,73 8 Cubica
Classificação das estruturas iônicas
1- Compostos iônicos do tipo AX ( ZnS, NaCl , CsCl)
Estrutura do sulfeto de zinco 
Relação de raios – 0,40 - arranjo tetraédrico
Número de coordenação – 4
Duas formas diferentes de arranjo
empacotamento - corpo de face centrada
blenda
enxofre
zinco
wurtzita
ESTRUTURA CRISTALINA MAIS MPORTANTE SÓLIDOS IÔNICOS
Cloreto de sódio
Relação de raios – 0,52 - arranjo octaédrico
Número de coordenação – 6
empacotamento - corpo de face centrada
sódio
cloro
Segue a estrutura KCl, AgBr, KBr,
PbS, MgO, FeO
ESTRUTURA CRISTALINA MAIS MPORTANTE SÓLIDOS IÔNICOS
Cloreto de césio
Relação de raios – 0,93 - arranjo cubica de corpo centrado
Número de coordenação – 8 : 8
Arranjo cúbico de corpo centrado
Cloreto 
césio
2- Compostos iônicos do tipo AX2 ( CaF2, TiO2 , SiO2)
Fluoreto de cálcio
Relação de raios – igual ou superior a 0,73
Número de coordenação – 8 : 4
Arranjo cubico de face centrada
cloro
cálcio
CaF2
TiO2
Clivagem dos compostos cristalinos
Golpe no cristal Repulsão dos íons Quebra no 
plano da repulsão
Potencial iônico – É a razão entre a carga do cátion e o
seu raio em A ( angstron).
Cristais com grande P.I. levam a uma maior covalência 
parcial do composto iônico aumentando a sua 
estabilidade, aumentando seu ponto de fusão e dureza.
Quem é o mais iônico: Na2O ou MgO?
• r Na+ = 0,95A e r Mg+ 2 = 0,65A
• PI de Na+ = (1/0,95) = 1,05 (mais iônico)
• PI de Mg++ = (2/0,65) = 3,08 (mais covalente).
Na2O é o composto com maior caráter iônico
Caráter covalente em compostos iônicos