Aula 1 Introdução a ligações e Iônicas

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PQI 3120 QUÍMICA 
TECNOLÓGICA GERAL
INTRODUÇÃO ÀS 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
1
Tabela Periódica
 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 
H He 1 
Hydrogen 
 
Helium 
Li Be B C N O F Ne 2 
Lithium Beryllium Boron Carbon Nitrogen Oxygen Fluorine Neon 
Na Mg Al Si P S Cl Ar 3 
Sodium Magnesium 
 
Aluminum Silicon Phosphorus Sulfur Chlorine Argon 
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 
Potassium Calcium Scandium Titanium Vanadium Chromium Manganese Iron Cobalt Nickel Copper Zinc Gallium Germanium Arsenic Selenium Bromine Krypton 
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5 
Rubidium Strontium Yttrium Zirconium Niobium Molybdenum Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Silver Cadmium Indium Tin Antimony Tellurium Iodine Xenon 
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 
6 
Cesium Barium Hafnium Tantalum Tungsten Rhenium Osmium Iridium Platinum Gold Mercury Thallium Lead Bismuth Polonium Astatine Radon 
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub 
7 
Francium Radium Unnilquadium Unnilpentium Unnilhexium Unnilseptium Unniloctium Unnilennium Ununnilium Unununium Ununbium 
 
 
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 
 Lanthanum Cerium Praseodymium Neodymium Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium 
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 
 
 Actinium Thorium Protactinium Uranium Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium 
 
2
Introdução
• Sistemas no universo tendem a buscar a 
situação de maior estabilidade;
• Os átomos raramente são encontrados em 
forma isolada;
• A grande maioria dos átomos é encontrada 
sob forma combinada.
Átomos isolados constituem-se em entidades 
com alta energia*
* Exceção feita aos gases nobres.
3
• A busca por uma configuração estável – A regra 
do octeto.
• Como os átomos podem atingir este tipo de 
configuração:
– Perdendo;
– Recebendo;
– Compartilhando.
• Apenas os elétrons mais externos se envolvem 
neste processo.
Introdução
A forma como os elementos atingem a configuração 
mais estável define o tipo de ligação.
4
Eletronegatividade na TP
atração dos átomos pelos elétrons de 
uma ligação
5
Ligações químicas
• A eletronegatividade dos elementos 
químicos define o tipo de ligação que será 
formada.
• Tipos de ligação:
– Iônicas;
– Covalentes;
– Metálicas.
Poucas ligações são totalmente iônicas, 
covalentes ou metálicas
6
Transições entre ligações
F2 IF7 SF6 PF5 SiF4 AlF3 MgF2 CsF
I2 ClF OF2 NF3 CCl4 BF3 BeF2 Na2O
S
Te
As
Sn
Ag
Li
Na3N
Na3P
Na3As
Na3Sb
Na3Bi
Metálicas
Covalentes Iônicas
7
Tipos de arranjos formados nas 
ligações
• Moléculas:
– Quantidade de átomos definida;
– Geometria definida;
– Ligações covalentes entre os átomos - FORTES;
– Interações por forças secundárias - FRACAS.
• Cristais:
– Principalmente ligações metálicas e iônicas;
– Formam arranjos tridimensionais – número 
muito grande de átomos;
– Cristais moleculares. 8
Os elétrons em torno do núcleo
O modelo de Bohr
Prêmio Nobel de Física em 1922
–Elétron é visto como partícula em movimento circular em torno 
do núcleo;
–A energia de um elétron é quantizada;
–Quando um elétron se move de um nível de energia para outro 
ocorre emissão/absorção de energia em valores determinados.
9
Refinamentos na teoria de Bohr
• Experiências com difração – Evidenciaram a natureza ondulatória do 
elétron.
• Experimentos com fotoelétrons – Evidenciaram energias diferentes 
para elétrons de um mesmo nível de energia.
• Descreve o elétron como uma onda e não como uma 
partícula – evidenciado pelos experimentos de 
difração.
• Aplicações dos princípios da mecânica ondulatória 
para definir a estrutura eletrônica dos átomos e a 
forma dos orbitais ocupados pelos elétrons.
• A energia do elétron é quantizada (como no modelo de 
Bohr) – restrita a alguns valores permitidos.
Schrodinger (1926)
Prêmio Nobel de Física em 1933
10
11
Equação de Schrodinger (1926)
equação de onda aplicada ao movimento dos elétrons
𝑬𝝍 𝒙, 𝒚, 𝒛, 𝒕 = −
𝒉𝟐
𝟖𝝅𝟐𝒎
𝝏𝟐𝝍
𝝏𝒙𝟐
+
𝝏𝟐𝝍
𝝏𝒚𝟐
+
𝝏𝟐𝝍
𝝏𝒛𝟐
+ 𝑽(𝒙, 𝒚, 𝒛, 𝒕)𝝍
𝑯𝝍 = 𝑬𝝍
Equação diferencial de segunda ordem
- Descreve a energia total do elétron ao mover-se no espaço tridimensional ao 
redor do núcleo - origem do sistema;
- Termo em V (energia potencial – depende da posição) – atração entre a carga 
do núcleo e o elétron e também da repulsão entre os elétrons (termo mais 
importante na composição da energia);
- Energia cinética – depende do sentido ou da orientação do elétron em relação 
ao núcleo;
- 𝝍𝟐 - modo mais significativo de interpretar uma função de onda (sempre 
positivo) - indica a probabilidade de encontrar um elétron em um ponto 
específico;
- As equações matemáticas que resolvem a equação de onda para os orbitais 
atômicos necessitam de três números quânticos – o principal (n), o secundário 
(l) e o magnético (ml).
Se quisermos ter a certeza absoluta de onde o elétron poderá 
ser encontrado teríamos que desenhar um orbital de 
tamanho muito grande!!!
Modelo de Schrodinger (1926)
• Orbitais – regiões do espaço onde é mais provável 
encontrar o elétron (90% a 95%).
• Utiliza três coordenadas:
• Número quântico principal (n) – tamanho do 
orbital;
• Número quântico secundário ou angular (l) – forma 
do orbital;
• Número quântico magnético (m) – orientação do 
orbital.
12
• Região do espaço onde o elétron passa 95% de 
seu tempo (probabilidade).
• Região definida por uma função matemática (𝝍).
• Orbital atômico definido por três números 
quânticos:
– n – 1, 2, 3, ... (nível - tamanho)
– l – 0, 1, 2, ..., (n-1) (subnível – forma)
– m - -l, ..., 0, ..., +l (orbital – orientação)
Orbitais atômicos
Cada orbital atômico pode ser definido 
inequivocamente pelos três números quânticos
13
Regiões de probabilidade definidas pela resolução 
da equação de Schrödinger (95%)
Os orbitais “s”
14
Regiões de probabilidade definidas pela resolução 
da equação de Schrödinger (95%)
Os orbitais “2p”
15
Regiões de probabilidade definidas pela resolução 
da equação de Schrödinger (95%)
Os orbitais “3p”
16
Regiões de probabilidade definidas pela resolução 
da equação de Schrödinger (95%)
Os orbitais “3d”
x2-y2 x-y x-z
y-z z2
17
Orbitais atômicos e as camadas 
eletrônicas
n l m Símbolo
1 0 0 1s
2 0 0 2s
2 1 -1, 0, +1 2p
3 0 0 3s
3 1 -1, 0, +1 3p
3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d
4 0 0 4s
4 1 -1, 0, +1 4p
4 2 -2, -1, 0, +1, +2 4d
4 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 4f 18
Alguns aspectos importantes
• Cada orbital atômico pode conter no máximo dois 
elétrons - Princípio de exclusão de Pauli (número 
quântico spin (ms)). Nobel de física em 1945. Não 
há em um átomo dois elétrons com os quatro 
número quânticos iguais! 
• Regra de Hund para distribuição eletrônica de 
orbitais com a mesma energia – os elétrons 
ocupam orbitais individualmente sempre que 
possível.
• A sequência dos níveis 
energéticos - Linus Pauling;
• Os elétrons ocupam primeiro os 
orbitais de mais baixa energias. 19
Distribuição espacial dos átomos:
CRISTAIS
• Estruturas tridimensionais organizadas.
• Compostos metálicos e iônicos:
– Metálicos – todos os átomos são iguais;
– Iônicos – composto por cátions e ânions – balanço 
entre cargas positivas e negativas 
(eletroneutralidade).
• As unidades mínimas se repetem 
indefinidamente nas três direções do espaço.
• As dimensões de um cristal típico podemvariar de alguns micrômetros a dezenas de 
micrômetros – alguns cristais podem ser 
maiores.
• Cristais moleculares. 20
Cristais
• Admitimos que os átomos ou íons são 
esferas rígidas.
• Número de coordenação:
– Depende do arranjo cristalino assumido pelos 
átomos.
– Depende de fatores geométricos.
• Estruturas cristalinas mais comuns – CCC, 
CFC e HC.
21
Cúbico de Corpo Centrado - CCC
• Número de coordenação - 8.
• Número de átomos por célula unitária - 2.
• Fator de empacotamento – 0,68.
• Cálculo da densidade – massa dos átomos em uma célula 
unitária/volume da célula unitária.
• Relação entre o raio atômico (r) e o parâmetro de rede (a) -
𝒓 =
𝒂 𝟑
𝟒 22
Construção do cristal CCC
23
24
Cúbica de Face Centrada - CFC
EMPILHAMENTO
CÉLULA
Cúbica de Face Centrada - CFC
• Número de coordenação - 12.
• Número de átomos por célula unitária - 4.
• Fator de empacotamento – 0,74.
• Cálculo da densidade – massa dos átomos em uma célula 
unitária/volume da célula unitária.
• Relação entre o raio atômico (r) e o parâmetro de rede (a) -
𝒓 =
𝒂 𝟐
𝟒
25
Construção do Cristal CFC
26
Hexagonal Compacto - HC
• Número de coordenação - 12.
• Número de átomos por célula unitária - 2.
• Fator de empacotamento – 0,74.
• Cálculo da densidade - massa dos átomos em uma célula 
unitária/volume da célula unitária.
27
Construção do cristal HC
28
Diferenciando o CFC do HC
CFC HC
29
30
O cálculo da densidade dos cristais
Massa da célula unitária/volume da célula unitária
CCC A
A
Na
M
.
.2
3

A
A
N
R
M
.
3
4
.2
3






𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (𝟐 á𝒕𝑜𝑚𝑜𝑠)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (𝑎3)
Número de Avogadro = 6,02 x 1023
CFC
𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (𝟒 á𝒕𝑜𝑚𝑜𝑠)
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (𝑎3)
A
A
Na
M
.
.4
3

A
A
N
R
M
.
2
4
.4
3







HC
𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (𝟔 ( 
𝑴𝑨
𝑵𝑨
))
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒 𝑑𝑎 𝑐é𝑙𝑢𝑙𝑎 𝑢𝑛𝑖𝑡á𝑟𝑖𝑎 (6 𝑥 𝑎2
3
4 𝑥 𝑐)
a = 2R c = 4R6/3
Cristais moleculares
Diamante
Grafite
Sílica
31
Ligações iônicas
• Compostos iônicos 
– Íons positivos e negativos;
– Atrações eletrostáticas – não direcionais;
– Formam estruturas cristalinas – denominadas retículos 
cristalinos.
O equilíbrio de cargas nos compostos iônicos deve ser 
perfeito de maneira que o somatório de todas as cargas deve 
ser igual a zero. O CRISTAL DEVE SER ELETRICAMENTE 
NEUTRO.
32
Energia de ionização
• Os átomos apresentam também segunda, terceira, quarta 
energia de ionização...
PRIMEIRA ENERGIA DE IONIZACAO (kJ/mol) - energia necessária para remover 
um mol de elétrons mais fracamente ligados (mais externos) de um mol de 
átomos gasosos, de maneira a produzir 1 mol de íons gasosos cada um com 
carga +1.
COMPOSTOS IÔNICOS - sempre envolvem elementos 
químicos metálicos e elementos químicos não-metálicos 
(eletronegativos).
Os METAIS possuem baixa energia de ionização (formam 
cátions). NÃO METAIS têm elevada energia de ionização.
33
Energia de ionização
1a EI 2a EI 3a EI 4a EI
Na 495,8 4562,4 6912 9543
Mg 737,7 1450,6 7732,6 10540
Al 577,6 1816,6 2744,7 11577
EI kJ/mol
Por que a 1ª EI do oxigênio 
(1310 kJ/mol) é menor que a 
do nitrogênio (1400 kJ/mol) ? 
A distribuição eletrônica 
também conta. (Be (900 
kJ/mol) > B (799 kJ/mol) ), (Mg 
(736 kJ mol-1) > Al (577 
kJ/mol)), (P > S).
34Elétrons da última camada
Energia de ionização
• Alguns aspectos importantes:
– Efeito da carga nuclear (raios atômicos de átomos com 
o mesmo número de camadas Na = 180 pm; Mg 150 pm);
– Efeito do tamanho do átomo (maior número quântico 
associado ao elétron mais externo):
• Efeito de blindagem.
• Elétron mais externo passa a maior parte do tempo 
longe do núcleo.
– Elétrons emparelhados são removidos mais facilmente 
que os não emparelhados.
35
Quanto maior a EI menor a probabilidade de um átomo ceder 
elétrons – Pesquise a EI de alguns átomos situados do lado 
direito da tabela periódica
• A afinidade eletrônica (energia liberada quando o átomo
ganha um elétron) é normalmente menor que o potencial de
ionização (energia necessária para retirar o elétron do átomo)
– quando o ânion se torna estável este valor é negativo.
• Nos compostos iônicos - praticamente restrita aos elementos
dos GRUPOS 6 e 7 da TP, pois são os únicos que liberam
energia suficiente que se equipara à energia de ionização.
• Aumenta quando subimos em uma coluna da TP:
– O elétron entra mais perto do núcleo;
– Menos elétrons pertencentes ao próprio átomo para repelir o 
novo elétron que está chegando;
– Menor efeito de blindagem.
• No período aumenta da esquerda para a direita.
Afinidade eletrônica
Sob o ponto de vista energético a formação de um composto iônico só pode ser 
explicada pela liberação de energia obtida quando se forma um cristal - íons de 
cargas opostas interagem fortemente com seus vizinhos mais próximos e com 
outros mais longes – A ATRAÇÃO É NÃO DIRECIONAL. 36
Afinidade eletrônica
 Afinidade eletrônica do O é 
menor que a do S (AE F < AE 
Cl) – tamanho do átomo.
 N – Possui afinidade 
eletrônica negativa!!!
37
Afinidade eletrônica
Elemento AE 
(kJ/mol)
Configuração 
eletrônica
H 72,8 1s1
He < 0 1s2
Li 59,8 1s2 2s1
Be < 0 1s2 2s2
B 27 1s2 2s2 2p1
C 122,3 1s2 2s2 2p2
N < 0 1s2 2s2 2p3
O 141,1 1s2 2s2 2p4
F 328 1s2 2s2 2p5
Ne < 0 1s2 2s2 2p6
A configuração 
eletrônica 
também é 
importante na 
determinação 
da AE
38
Período 1 2 13 14 15 16 17
1 H
-73
2 Li Be B C N O F
-60 0 -27 -122 0 -141 -128
3 Na Mg Al Si P S Cl
-53 0 -44 -134 -72 -200 -349
4 K Ca Ga Ge As Se Br
-48 - 2,4 -30 -120 -77 -195 -325
5 Rb Sr In Sn Sb Te I
-47 - 5,0 -30 -121 -101 -190 -295
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At
-45 -14 -30 -110 -110 -180 -270
Afinidade eletrônica (kJ/mol)
Os metais perdem elétrons com facilidade, formando cátions enquanto 
os não metais tem tendência a receber elétrons e formar ânions.
39
Formação de íons
• Busca de uma configuração estável:
– De gás nobre: Na (11 - Ne), Cl (17 - Ar);
– Pseudo gás nobre: Zn (30);
– Elemento de transição com elétron “d” 
desemparelhado: Fe (26), Co (27);
– Teoria do campo cristalino – formação de complexos 
(ligantes influenciam a distribuição dos elétrons mais 
energéticos em metais de transição)
2
2
21
d
q
zzF 
Força de atração
d
q
zzE
2
21

Energia potencial
40
Ligação iônica
41
Compostos iônicos
• Balanço de cargas de modo a ter eletroneutralidade.
• Composto de cátions e ânions nas proporções exatas.
Fórmula Cargas Exemplo
AB +1 e –1 NaCl
+2 e –2 MgO
AB2 +2 e –1 CaF2
A2B +1 e –2 Cu2O
AB3 +3 e –1 AlF3
A2B3 +3 e –2 Al2O3
Pode-se ter compostos iônicos formados por íons simples, mas também por 
radicais como NO3
-1; CO3
-2 ; NH4
+e SO4
-2 ou mesmo compostos em que os 
ânions são polímeros complexos como os silicatos ou outros óxidos complexos
42
Propriedades dos compostos iônicos
• Maus condutores de eletricidade no estado sólido:
– E quando fundidos ou solvatados?
• Apresentam elevadas energias de ligação.
• Ligações não são direcionais – forças eletrostáticas.
• São duros.
• PE e PF elevados:
– NaCl – 801oC e 1413oC
– CsCl - 646oC e 1290oC
– ZnS - 1700oC (PF)
– CaCl2 - 782
oC e > 1600oC
– CaO - 2900oC (PF)
• São frágeis.
43
Cargas de mesmos 
sinaissão 
confrontadas
Influência da carga iônica e da distância 
sobre a dureza
ânion Metal Mg Ca Sr Ba
O2- Distância (A)
Dureza
2,10
6,5
2,40
4,5
2,57
3,5
2,77
3,3
S2- Distância (A)
Dureza
2,59
4,5
2,84
4,0
3,00
3,3
3,18
3,0
Se2- Distância (A)
Dureza
2,74
3,5
2,96
3,2
3,12
2,9
3,31
2,7
Dureza (Moh) com 
distância M-X
Cristais como NaCl
LiF MgO NaF CaO LiCl SrO
Distância M-X (A)
Dureza
2,02
3,3
2,10
6,5
2,31
3,2
2,40
4,5
2,57
3
2,57
3,5
LiCl MgS NaCl CaS LiBr MgSe
Distância M-X (A)
Dureza
2,57
3,0
2,59
4,5-5
2,81
2,5
2,84
4,0
2,75
2,5
2,73
3,5
Como a blenda CuBr ZnSe GaAs GeGe
Distância M-X (A)
Dureza
2,46
2,4
2,45
3,4
2,44
4,2
2.43
6
Dureza (Moh) com carga 
iônica
Cristais como NaCl
44
Influência da distribuição eletrônica 
sobre a dureza (Moh)
CaSe PbSe CaTe PbTe
Distância M-X (A)
Dureza
2,96
3,2
2,97
2,8
3,17
2,9
3,22
2,3
CaF2 CdF2 SrF2 PbF2
Distância M-X (A)
Dureza
2,36
6
2,34
4
2,50
3,5
2,57
3,2
AlP GaP AlAs GaAs
Distância M-X (A)
Dureza
2,36
5,5
2.35
5
2.44
5
2.44
4.2
Os cátions apresentam diferentes 
distribuições eletrônicas estáveis:
- Configuração do tipo gás nobre apresenta 
maior dureza.
45
• Nas estruturas cristalinas iônicas se deve:
– Maximizar a atração entre íons de cargas opostas;
– Minimizar a repulsão entre íons de cargas iguais.
Estruturas cristalinas iônicas
46
47
Cristais compactos em cristais iônicos
Onde se acomodam os cátions?
Sítios octaédricos – NC 6
414,0
1
7071,0
1
7071,0
1
)45(cos






X
M
X
M
X
XM
XM
X
r
r
r
r
r
rr
rr
r
AMX
48
Onde se acomodam os cátions?
Sítios tetraédricos – NC 4
49
Relação entre raios dos cátions e ânions 
é determinante no tipo de geometria de 
coordenação
Número de 
Coordenação
Geometria Relação limite de 
raios
Ïon 
coordenado
Composto
8 Cúbica 0,732 Cs, Cl CsCl
6 Octaédrica 0,414 Na, Cl
Ti
Al
NaCl
TiO2
Al2O3
6 Prisma trigonal 0,528 Ni NiAs
4 Tetraédrica 0,225 F
Zn, S
Be
CaF2
ZnS
BeF2
3 Trigonal plana 0,155 O TiO2
50
Coordenação 8:8 (CsCl)
Célula Unitária
CsBr, CsI
51
Construindo o CsCl
52
Coordenação 6:6 (NaCl)
KCl, AgBr, KBr, PbS, MgO, FeO
Coordenação 
octaédrica
53
Coordenação 6:6 (NaCl)
Sítios octaédricos
13 sítios octaédricos – 12 arestas e 01 no centro do cubo
54
Construindo o NaCl
55
Coordenação 4:4 (blenda - ZnS)
CFC – Sulfetos
Zn em sítios tetraédricos 
alternados
56
Coordenação 8:4 (fluorita – CaF2)
Ca2+ em arranjo CFC
8 sítios tetraédricos ocupados por F- 57
Sítios tetraédricos em célula cfc
Coordenação 8:4 ou 4:8
8 sítios tetraédricos – máximo de 8 átomos dentro do cubo
58
Sítios octaédricos e tetraédricos no 
cfc
59
Coordenação 4:4 (wurtzita - ZnS)
HC – Sulfetos
Zn em sítios tetraédricos
HC – Sulfetos
Zn – três sítios tetraédricos no 
plano AB e um sítio tetraédrico 
no plano BA
60
61
Sítios octaédricos e tetraédricos no 
HC
TETRAÉDRICOS OCTAÉDRICOS
Sítios octaédricos e tetraédricos no 
ccc
18 sítios octaédricos – 6 no centro das faces e 12 nas 
arestas
24 sítios tetraédricos – 4 em cada face
62
Sítios octaédricos e tetraédricos nos 
principais retículos 
63
Coordenação 6:3 (rutilo – TiO2)
Ti4+ em arranjo CCC
O2- possui coordenação trigonal com os Ti4+
64
 Hidratação de íons – sólidos iônicos são solúveis
em solventes polares.
 Formação de sais hidratados.
65
 Influência do tamanho dos íons na energia reticular do
composto – importante quando o ânion é pequeno.
66
Carbonatos Temperatura de 
decomposição
BeCO3→ BeO + CO2 100
0C
MgCO3 → MgO + CO2 540
0C
CaCO3 → CaO + CO2 900
0C
SrCO3 → SrO + CO2 1290
0C
BaCO3 → BaO + CO2 1360
0C
67
Fuga do caráter iônico
• Covalência parcial apresentada por compostos iônicos.
• Polarização – deformação da nuvem eletrônica de um 
ânion grande por um cátion pequeno.
• Aumenta com a diminuição do tamanho do cátion 
ou com o aumento da sua carga;
• Aumenta com o aumento do tamanho do ânion ou 
com o aumento de sua carga;
• Aumenta para configuração eletrônica distinta de 
gás nobre (metais de transição).
Transições entre ligações
F2 IF7 SF6 PF5 SiF4 AlF3 MgF2 CsF
I2 ClF OF2 NF3 CCl4 BF3 BeF2 Na2O
S
Te
As
Sn
Ag
Li
Na3N
Na3P
Na3As
Na3Sb
Na3Bi
Metálicas
Covalentes Iônicas
68
69
Potencial iônico
• Razão entre a carga e o raio do cátion.
- Quem é o mais iônico: Na2O ou MgO? -rNa+ = 0,95A e rMg+2=0,65A
Na+ = (1/0,95) = 1,05 (mais iônico)
Mg++ = (2/0,65) = 3,08 (mais covalente).