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Apostila de Inorgânica

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2p5 
11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 
12Mg 1s2 2s2 2p6 3s2 
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
14Si 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 
15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 
16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 
17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
 
Pode-se acompanhar que os elementos Li, Be e B, irão, perder seus elétrons para 
chegar à configuração eletrônica do He. Do carbono até o alumínio, tem-se elementos 
que atingirão a configuração eletrônica do neônio. Do silício ao cloro, elétrons serão 
ganhos para chegar-se até a configuração eletrônica do argônio. 
Segundo a Regra do Octeto, o lítio, sódio e os outros elementos do grupo 1, 
perderão um elétron, formando cátions de carga +1. Já os do grupo 2, perderão dois 
elétrons, formando cátions de carga +2. Por sua vez, os elementos do grupo 3, perderão 
três elétrons. Agora é possível entender os valores de energia de ionização apresentados 
anteriormente na Tabela 5. Os elementos do grupo têm a menor 1° EI, pois perdendo 
apenas um elétron, eles chegam à configuração de gás nobre. Da mesma forma, a 2° EI é 
menor no grupo 2 porque os elementos deste grupo precisam perder dois elétrons e a 3° 
EI é menor no grupo 3 já que é necessária a saída de três elétrons destes átomos para 
que se chegue até a configuração estável dos gases nobres. 
Então alguns elementos formarão cátions enquanto outros formarão ânions para 
alcançar a estabilidade na configuração eletrônica. Uma consequência lógica disto é que, 
se um elemento necessita perder elétrons e outro ganhar, a transferência de elétrons será 
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altamente favorável, como no caso do sódio (que precisa perder um) e do cloro (que 
precisa ganhar um). O sódio se tornará um cátion e o cloro um ânion, estabilizando a 
ambos durante este processo. Mas, existem outros casos, como nos óxidos de nitrogênio, 
NOx, onde ambos os elementos necessitam ganhar elétrons para chegar na configuração 
eletrônica mais estável. Neste caso, não haverá a formação de cátions e ânions, pois isto 
não traria a estabilidade para os átomos da molécula. Portanto, a ligação química terá 
diferentes aspectos de acordo com os elementos envolvidos nela. 
 
5. Ligação Iônica 
 A ligação iônica é, fundamentalmente, a atração eletrostática entre um cátion e um 
ânion de um dado composto. Um exemplo é o cloreto de sódio, onde há um cátion, Na+, e 
o ânion, Cl–, que se atraem mutuamente. 
 Como foi dito anteriormente, ela se forma pela conveniência de um dado elemento 
perder um elétron e outro ganhar. Dessa forma, tem-se: 
 
 11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
Na Cl
 
que irão formar um par iônico: 
11Na+ = 1s2 2s2 2p6 17Cl– = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Na Cl
+
 
 
 O NaCl, como se sabe, é um sólido na temperatura ambiente. Como é formado 
ligações iônicas, o NaCl e diversos outros sólidos formados por íons, são chamado de 
sólidos iônicos. Por exemplo, uma barra de ferro ou aço ou uma bolinha de naftalina estão 
no estado sólido, mas têm características muito diferentes do NaCl. E as propriedades de 
sólidos iônicos estão todas relacionadas com a natureza iônica de suas ligações. 
 
5.1 – Sólidos Iônicos 
 Algumas características são comuns a diversos sólidos iônicos, como a baixa 
condutividade elétrica, o alto ponto de fusão, a solubilidade, a dureza e clivagem. Estas 
características estão todas relacionadas ao modelo eletrostático da ligação iônica. 
 A baixa condutividade elétrica observada em compostos iônicos no estado sólido 
se deve, principalmente, a falta de mobilidade existente no estado sólido, uma vez que a 
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condutividade está ligada diretamente à presença e mobilidade de íons no sistema. Mas, 
uma vez fundidos, os compostos iônicos conduzem eletricidade. No entanto, precisa-se 
de muita energia para fundir um sólido iônico. 
 Os altos pontos de fusão dos sólidos iônicos se devem a dois fatores. O primeiro 
deles está relacionado com a força da ligação iônica. Sendo uma ligação relativamente 
forte, a energia necessária para separar os íons é grande. No entanto, o segundo fator, 
que é o predominante, está no número de ligações que devem ser quebradas. A ligação 
iônica em um sólido iônico é dita multidirecional, isto é, se propaga em todas as direções. 
Portanto, um íon positivo está ligado a vários outros íons negativos que também estarão 
ligados a alguns outros íons positivos e assim por diante, num grande arranjo 
tridimensional. Portanto, para se fundir um sólido iônico, não basta quebrar a ligação de 
um único par iônico. 
 Quando solúveis, os sólidos iônicos liberam íons em solução e, por este motivo, 
são bons condutores uma vez dissolvidos. Uma outra característica é que a solubilidade 
dos sólidos iônicos aumenta com o aumento da constante diéletrica (permissividade 
elétrica) do solvente. Isto pode ser explicado utilizando o modelo da atração eletrostática 
entre os íons. A energia de atração entre o cátion e o ânion é dada pela Lei de Coulomb: 
 
r
qqE
...4
.
επ
−+
= (5) 
 
onde E é a energia, q+ e q– são as cargas do cátion e do ânion respectivamente, ε é a 
constante de permissividade do meio e r é a distância entre o cátion e o ânion. 
 A Tabela 8 mostra os valores da constante de permissividade elétrica para alguns 
solventes normalmente utilizados. Como solubilizar é separar os íons do estado sólido, 
quanto menor for a energia dada pela equação (5), mais solúvel será o sólido. Portanto, 
ao aumentarmos o valor de ε do meio, estaremos diminuindo a atração entre os íons do 
sólido iônico. Isto explica a solubilidade destes sólidos em água, que possui uma 
constante de permissividade elétrica alta. 
 Uma outra maneira de entender este mesmo fenômeno é considerando os dipolos 
existentes nos solventes. Quanto maior é a constante de permissividade elétrica, mais 
intenso é o dipolo. Como os íons têm carga, a existência de pólos positivos e negativos no 
solvente favorece a dissociação. 
 
 
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Tabela 8. Constantes de permissividade elétrica de alguns meios. 
Meio ε (C2/J.m) 
Vácuo 8,85.10–12 
Água 7,25.10–10 
Acetonitrila 2,90.10–10 
Amônia 2,20.10–10 
 
Os sólidos iônicos costumam ser duros, porém quebradiços. Estes sólidos 
possuem cristais característicos e, também, planos de clivagem característicos. A 
clivagem é um dos métodos preliminares de se identificar minerais. Os planos de 
clivagem podem ser explicados utilizando o modelo mostrado na Figura 18. Um sólido 
iônico (Figura 18a) é golpeado em um local de seu cristal (Figura 18b). Suas camadas se 
modificarão de forma que íons de mesma carga têm suas distâncias diminuídas, o que 
leva a grande repulsão dentro do sólido (Figura 18c). A repulsão é tanta que há a quebra 
do sólido (Figura 18d). 
 
(a)
(b)
(c)
(d)
 
Figura 18. O modelo de clivagem nos sólidos iônicos. 
 
Embora tenham propriedades semelhantes, os sólidos iônicos apresentam 
diversas estruturas cristalinas. Como o arranjo tridimensional dos elementos no cristal irá 
influenciar diretamente algumas propriedades, é preciso se conhecer um pouco destas 
estruturas cristalinas. 
 
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5.2 – As Estruturas Cristalinas dos Sólidos Iônicos 
5.2.1 – A Estrutura do Cloreto de Sódio 
 O cloreto de sódio apresenta uma estrutura cristalina com célula unitária cúbica de 
face centrada (cfc) (Figura 19). Cada átomo de sódio está ligado, diretamente, a seis 
átomos de cloro; assim como cada átomo de cloro se liga a seis outros átomos de sódio, 
em arranjo octaédrico, formando assim a estrutura tridimensional. Como existem seis 
átomos de cloro ligado ao um de sódio, diz-se que

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