Aula 3 Ligações iônicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS 
Professor: Renard Lana 
LIGAÇÕES QUÍMICA 
A maioria dos átomos não são estáveis e por isso eles não podem existir isolados. 
 
De modo geral, explica-se que a estabilidade pode ser obtida quando os átomos 
adquirem configuração eletrônica do gás nobre mais próximo (regra do octeto). 
 
Ligação química: é a força atrativa que mantém dois ou mais átomos unidos. 
 
Existem três tipos de ligações químicas: 
 
Ligação covalente: resulta do compartilhamento de elétrons entre dois átomos. 
Normalmente encontrada entre elementos não-metálicos. 
 
Ligação iônica: resulta da transferência de elétrons de um metal para um não-
metal. 
 
Ligação metálica: é a força atrativa que mantém metais puros unidos. 
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LIGAÇÕES QUÍMICA 
 Ligação iônica 
-Definição: 
Átomos que ganham elétron(s) formam espécies carregados NEGATIVAMENTE: 
ÂNIONS 
 
Átomos que perdem elétron(s) formam espécies carregados POSITIVAMENTE: 
CÁTIONS 
 
A LIGAÇÃO IÔNICA é a atração eletrostática entre dois íons carregados com cargas 
opostas, o ânion (-) e o cátion (+). 
 
ânion cátion 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
Na formação da ligação iônica, um metal doa um ou mais elétron(s), devido a sua 
baixa energia de ionização formando um íon positivo ou cátion. 
 
Os metais que têm a maior tendência de formar cátions são os metais das famílias 
dos alcalinos (IA) e dos alcalino-terrosos (IIA). 
 
alcalinos 
alcalino-terrosos 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
Na formação da ligação iônica, um não metal ganha um ou mais elétron(s), devido 
a sua alta afinidade eletrônica formando um íon negativo ou ânion. 
 
Os não metais que têm a maior tendência de formar ânions são os não metais da 
família dos halogênios (VIIA) 
 halogênios 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Formação da ligação iônica. 
 
M = metal
X = não-metal
M + X
e-
M+ + X-
M+ X-
Formação da ligação iônica
Considere a reação entre o sódio e o cloro: 
Na(s) + ½Cl2(g)  NaCl(s)DHºf = -410,9 kJ 
• A reação é violentamente exotérmica. 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Estrutura de Lewis e a regra do octeto. 
 A estrutura de Lewis foi proposta por Gilbert Lewis pela primeira 
vez em 1916. Ela mostra a maneira de representar todos os 
elétrons de valência dos átomos em uma molécula, um composto 
iônico ou em um átomo isolado. 
Os elétrons de valência são representados em volto do símbolo do átomo. 
 
 
Ex: 
 
 
Cl
1s 2s 2p 3s 3p
Cl (Z=17) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=3
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Regra do octeto 
O Neônio é um gás nobre e a sua configuração eletrônica é: 
 
 
 
 
 
 
Os gases nobres (exceto o He) têm uma camada de valência n completa em elétrons ns2 np6. 
Eles são muito estáveis quimicamente (alta energia de ionização, baixa afinidade por elétrons), 
e possuem pequena tendência a reagir quimicamente. 
 
A regra do octeto é a afirmação da estabilidade da configuração da camada de valência 
ns2 np6 = 8 elétrons = octeto 
 
Átomos tendem a perder ou ganhar elétrons para formar íons atingindo esta configuração = 
ATINGIR O OCTETO. 
 
 
 
1s 2s 2p
Ne (Z=10) :
CAMADA DE VALÊNCIA n=2
1s2 2s2 2p6
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Exemplo de não metal: FORMAÇÃO DE ÂNION 
 
Cl (Z=17) :
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
+
+
1 e-
1 e-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Cl
Cl -
_
octeto
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Exemplo metal: FORMAÇÃO DE CÁTION 
 
Mg (Z=12) :
1s2 2s2 2p6 3s2
Mg
_ 2 e- 1s2 2s2 2p6
octeto
Mg2+
_ 2 e- Mg2+
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 
2s2 2p6 
3s2 3p6 
4s2 4p6 
5s2 5p6 
1s2 
He 
Ne 
Ar 
Kr 
Xe 
Ganho de elétrons 
Perda de elétrons 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 FÓRMULAS DE LEWIS DOS COMPOSTOS IÔNICOS 
 
O
Al
AlxOY
_ 3 e- Al3+
+ 2 e- O
2-
2 Al3+ 3 O
2-
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
A formação de Na+(g) a partir de Na(g) é endotérmico (496kJ/mol) e Cl-(g) a partir de Cl(g) é 
exotérmica (349kJ/mol). 
Por que a formação de NaCl(s) é exotérmica? 
A formação de uma rede cristalina a partir dos íons na fase gasosa é exotérmica: 
 
Na+(g) + Cl-(g)  NaCl(s) DH = -788 kJ/mol 
 
A forte ligação iônica formada resulta em uma grande liberação de energia quando os íons 
formam os pares iônicos. 
Para o processo global, o valor de DH é negativo devido ao decréscimo de entalpia na formação 
da rede. 
Os pares iônicos, são energeticamente mais estáveis que os átomo reagentes. 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Cálculo de energias de rede: Ciclo de Born-Haber 
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 ΔHf
o= ΔHsub + ΔHdiss + ΔHEi + ΔHAE - ΔHrede 
A energia de rede é um conceito 
útil porque ela se relaciona 
diretamente à estabilidade de um 
sólido iônico. Ela não pode ser 
determinada diretamente por 
experimento, mas pode ser 
calculada pela visualização da 
formação de um composto iônico 
como ocorre em uma série de 
etapas bem definidas. 
LIGAÇÃO IÔNICA 
 Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto 
sólido iônico em íons gasosos. 
A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons: 
 
 
 
 
k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre 
seus centros. 
 
d
QQ
El
21
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LIGAÇÃO IÔNICA 
 Energias envolvidas na formação da ligação iônica 
A energia de rede aumenta à medida que: 
As cargas nos íons aumentam 
A distância entre os íons diminui 
 
Sem consultar a tabela, ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia 
de rede: NaF, CsI e CaO. 
 
CsI<NaF<CaO 
 
CaO maior carga 
CsI maior distância entre os centros. 
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LIGAÇÃO IÔNICA 
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A tabela relaciona as energias de rede do NaCl e de outros compostos iônicos. Todas têm 
valores muito positivos, indicando que os íons estão fortemente atrídos uns pelos outros 
nesses sólidos. As fortes atrações também fazem com que a maioria dos materiais iônicos 
seja dura e quebradiça, com altos pontos de fusão. (O NaCl funde-se a 801oC). 
LIGAÇÃO IÔNICA 
Exercícios (todos os dados em kJ.mol–1) 
1) Construir um ciclo de Born-Haber e calcular a energia reticular do fluoreto de 
lítio a partir dos seguintes dados: ΔHdiss.(F2)= +158; ΔHsub(Li)= +162; ΔHEI(Li)= 
+520, ΔHAE(F)= –333 e ΔHf
o(LiF) =–612. Resposta: +1040 kJ.mol-1 
 
2) Esboçar um ciclo de Born-Haber e calcular a energia reticular do fluoreto 
de potássio a partir dos seguintes dados: ΔHf
o (KF)= –563; ΔHsub(K)= +89; 
ΔHdiss.(F2)= +158; ΔHEI(K)=+419, ΔHAE(F)= –333. Resposta: +817 kJ.mol-1
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. 
 BROWN, T.L., LeMAY Jr., H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química - a ciência 
central. 9ª. edição. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005 
 RUSSEL, J. B. Química geral. 2ª edição, Volumes 1 e 2. São Paulo: Makron Books, 
1994 
 LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed., São Paulo: Edgard Blücher, 
1999. 
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