Aula Ligação Iônica e Metálica

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25/02/2018
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Instituto Federal de Minas Gerais (IFMG)
Campus Betim
Ligações Químicas: Ligação Iônica 
e Metálica
Professora: Ligiane Rios Gouvea
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Ligação Química→ abaixamento de energia do sistema
Figura 1: Diagrama de poço potencial.
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Tipos de Ligação Química
Ligação Covalente
Ligação Metálica
Ligação Iônica
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✓ Regra do Octeto: os átomos ligados tendem a assumir a
configuração eletrônica dos gases nobres.
✓ É útil para prever a proporção estequiométrica de boa parte
dos compostos iônicos.
Exemplo 1: Qual deve ser a fórmula empírica dos compostos
iônicos formados entre os seguintes elementos:
a) sódio (Na) e enxofre (S). b) magnésio (Mg) e cloro (Cl).
c) potássio (K) e flúor (F). d) alumínio (Al) e oxigênio (O).
e) bário (Ba) e oxigênio (O). f) alumínio (Al) e cloro (Cl).
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Exemplo 2: Porquê os compostos iônicos geralmente são
formados por uma combinação de metais e ametais?
Elementos Afinidade Eletrônica* Potencial de Ionização
Li -60 520
Na -53 496
Cl -348 1251
C -122 1086
N >0 1402
O -141 1314
F -328 1681
Ne >0 2080
*Valor positivo significa que o processo X + e- → X- é endotérmico.
Tabela 1: Afinidade eletrônica e potencial de ionização dos elementos
do segundo período da tabela periódica (dados em kJ/mol).
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Ligação Iônica
• Resulta da atração eletrostática de íons com cargas opostas.
• 3 etapas hipotéticas:
Observação: NaCl(s) tem energia menor do que os átomos gasosos isolados
Na(g) e Cl(g).
• Falta a contribuição eletrostática (Energia da rede cristalina)
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Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) H
0
f =  412 kJ mol
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Ligação Iônica
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Energia de rede
Energia liberada quando um número apropriado de íons
gasosos é reunido para formar um mol do sólido iônico
correspondente, a 0K.
Para um par de partículas carregadas, a energia potencial
eletrostática é dada pela equação:
Q1 Q2
r
Eel = k
Q = cargas das partículas.
k = 8,99 x 109 Jm/C2.
r = separação entre os íons
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Energia de rede
A força de atração entre partículas
carregadas de forma oposta é
diretamente proporcional ao produto
das cargas.
✓ Uma carga maior significa que os
íons são mais atraídos.
✓ Maior carga = atração mais forte.
✓ Atração mais forte = maior energia
de rede.
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Porque os compostos iônicos são estáveis?
✓Energia de rede: energia liberada quando um número
apropriado de íons gasosos é reunido para formar um mol do
sólido iônico correspondente.
Na(s) → Na(g)
Na(g) → Na
+
(g) + e
-
½ Cl2 (g) → Cl(g)
Cl(g) + e
- → Cl-(g)
Na+(g) + Cl
-
(g) → NaCl(s)
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s)
∆H = + 108 kJ/mol
∆H = + 497 kJ/mol
∆H = + 122 kJ/mol
∆H = - 349 kJ/mol
∆Hr = ?
∆H = - 412 kJ/mol
-412,0kJ/mol = +108kJ/mol + 497kJ/mol + 122kJ/mol + (-349kJ/mol) + ∆Hr
∆Hr = -790 kJ/mol
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As etapas indicadas no ciclo de Born-Haber para o NaCl são as seguintes:
- Reação heterogênea de formação do sal a partir das substâncias simples.
Na (s) + ½Cl2 (g) → NaCl (s) (ΔH
o
f = -412 kJ/mol) 
- Vaporização (sublimação) do sódio metálico, que é sólido à temperatura
ambiente.
Na(s) → Na(g) (ΔHosub = +108 kJ/mol) 
- Dissociação (quebra homogênea) da molécula diatômica de Cl2, gerando
átomos de cloro.
Cl-Cl (g) → 2Cl (g) (Edis = +244 kJ/mol). 
Então, 1/2 Edis = 120 kJ/mol
- Ionização do sódio em fase gasosa
Na (g) → Na+ (g) + 1e- (ΔHPI = +497 kJ/mol) 
- Formação de Cl- em fase gasosa. Afinidade eletrônica é a energia liberada
pela adição de um elétron a um átomo no estado gasoso.
Cl(g) + 1e- → Cl(g) (ΔHAE = -349 kJ/mol)
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Exemplo 3: Utilizando o Ciclo de Born-Haber e os dados a
seguir, calcule a Energia de rede do composto Cloreto de
Cálcio (CaCl2):
Dados (KJ/mol):
• Entalpia de Atomização do Cálcio: 178
• Primeira Energia de Ionização do Cálcio: 590
• Segunda Energia de Ionização do Cálcio: 1146
• Entalpia de Dissociação do Cloro Gasoso: 244
• Entalpia de Ganho de Elétron do Cloro: -349
• Entalpia de Formação do Cloreto de Cálcio: -796
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Exemplo 4: Utilizando o Ciclo de Born-Haber e os dados a
seguir, calcule a Energia de rede do composto Brometo de
Sódio (NaBr):
Na(s) + ½Br2(l) → NaBr(s)
Na(s) + ½Br2(l)  NaBr(s) ∆H = - 360 kJ/mol
Na(s)  Na(g) ∆H = 109 kJ/mol
Br2(l)  Br2(g) ∆H = 31 kJ/mol
Na(g)  Na
+
(g) + 1e
- ∆H = 496 kJ/mol
Br2(g)  2Br(g) ∆H = 192 kJ/mol
Br(g) + 1 e
-  Br-(g) ∆H = - 342,5 kJ/mol
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Exemplo 5: Considere os dados termodinâmicos abaixo e
calcule, usando o ciclo de Born-Haber, o valor de ΔEr para o
cloreto de prata (AgCl) a 0 K.
ΔHof (AgCl) = -127 kJ/mol
ΔHosub (Ag) = +285 kJ/mol
Edis (Cl2) = +240 kJ/mol
ΔHPI (Ag) = +731 kJ/mol
ΔHAE (Cl) = -349 kJ/mol
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Exemplo 6: Sabendo que o ΔEr para o sal AgBr é igual a -981
kJ/mol, qual é o composto iônico que forma o retículo mais
estável, AgCl ou AgBr?
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✓ Propriedades dos compostos iônicos: Os pontos de fusão
variam com as energias reticulares para substâncias iônicas que possuem
estruturas similares. Os pontos de fusão dos halogenetos de sódio, por
exemplo, diminuem suavemente de NaF para NaI, seguindo a mesma
tendência observada quanto às suas energias de rede.
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✓ Propriedades dos compostos iônicos: os sólidos iônicos são
quebradiços.
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✓ Propriedades dos compostos iônicos: substâncias iônicas têm
maior solubilidade em solventes polares (como a água) do que em solventes
apolares (como o óleo de cozinha) .
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✓ Propriedades dos compostos iônicos:
➢ A dureza de um sólido é proporcional a sua energia reticular.
• MgO é mais duro do que o NaF, o que é consistente com a sua maior
energia reticular.
➢ Quanto maior a energia reticular, menor solubilidade na água
▪ Solubilidade de NaF em água a 25°C é de 4,13 g/100 mL
▪ Solubilidade de MgO em água a 25°C é de apenas 0,65 mg/100 mL
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✓ Propriedades dos compostos iônicos: sólidos iônicos não
conduzem eletricidade, porém sistemas contendo compostos iônicos
dissolvidos em um líquido ou um composto iônico no estado líquido ou
gasoso são bons condutores de eletricidade.
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✓ Propriedades dos compostos iônicos:
• Resultam de forças atrativas que mantém metais puros unidos;
• Metais tem baixo potencial de ionização;
• São ligações deslocalizadas.
Ligação Metálica
✓ Propriedades dos compostos metálicos:
• Bons condutores térmicos;
• Bons condutores elétricos;
• Deformam-se (maleabilidade e ductibilidade);
• Apresentam brilho metálico.
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“Teoria da nuvem eletrônica ou “mar de e- livres”.
Os elétrons de valência não estão ligados a um único átomo e
estão relativamente livres para se movimentarem por todo o
metal.
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Resistência Mecânica
Brilho Metálico
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Os elétrons de valência movem-se livremente pela rede
de íons metálicos positivos, explicando a boa condutividade
elétrica dos metais.
O “compartilhamento” destes elétrons pelos vários
núcleos dos metais é responsável pela forte adesão dos átomos.
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Sugestões de Leitura (Livros disponíveis na Biblioteca)
ATKINS, P.; JONES, L. (2006). Princípios de Química: questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 2. ed. Porto Alegre: Bookman.
Trechos que deve ser enfatizados: página 49 até página 55; página 163 até 170;
página 335 até 336 (entalpia de rede).
Brown, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E. & Burdge, J. R. (2005). Química: A Ciência
Central. 9ª. edição, São Paulo, Pearson Education do Brasil.
Trechos que deve ser enfatizados: página 47 até página 55; página 252 até 258.
John B. Russell. (1994). Química Geral. Volume 1 - 2ª. Edição. Makron Books.
Trechos que deve ser enfatizados: página 341 até página355; página 434 até 435
(sólidos iônicos); página 439 até página 441 (energia reticular).
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Sugestões de Leitura (materiais disponíveis na internet)
O site a seguir apresenta o tema “Ligações Químicas” de maneira bem ilustrada:
http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/indice.html
O Apêndice 1 da dissertação de mestrado citada abaixo traz uma revisão sobre
princípios teóricos relativo ao estudo das Ligações Iônicas.
Mendonça, P. C. C. (2008). ‘Ligando’ às ideias dos estudantes à ciência escolar:
Análise do ensino de ligação iônica por modelagem. Dissertação de mestrado,
Universidade Federal de Minas Gerais, Belo Horizonte
Esse material pode ser obtido no seguinte endereço eletrônico:
http://www.bibliotecadigital.ufmg.br/dspace/handle/1843/FAEC-84VKF7