Ligações Iônicas

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Curso de Pós Graduação em Química
Ligações Iônicas 
Aluna: Licia dos Reis Luz
Disciplina: Docência III
Profª: Sandra 
Fortaleza, 2019
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O sal de cozinha é um sólido duro, de alto ponto de fusão e conduz eletricidade quando dissolvido em água.
Por que as substâncias se comportam diferentemente?
1https://blog.tudogostoso.com.br/noticias/7-diferencas-entre-sodio-e-sal-de-cozinha-tudo-sobre-o-sodio/
2http://g1.globo.com/sp/presidente-prudente-regiao/blog/nutricao-pratica/post/sodio-vilao-ou-mocinho.html
7
Por que as substâncias se comportam diferentemente?
O açúcar é um exemplo de substância que apresenta baixo ponto de fusão e que não conduz eletricidade.
3http://ruralcentro.com.br/noticias/cotaces-do-acucar-caem-mais-de-6-em-uma-semana-84707
8
Por que as substâncias se comportam diferentemente?
O alumínio, por exemplo, é bastante maleável, brilhante e capaz de conduzir eletricidade se fundido ou sólido
4https://pt.wikipedia.org/wiki/Alum%C3%ADnio
5https://ligadofuturo.wordpress.com/2013/03/18/ligas-metalicas-uma-necessidade/
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Ligações Químicas
Compostos Iônicos
Compostos Moleculares
Ligas Metálicas
Ligações químicas
Ligação Iônica
Ligação Covalente
Ligação Metálica 
Ligações Químicas
Classificação das ligações através da diferença de eletronegatividade
 
 
 
Covalente
Compartilhamento de e- 
Covalente polar
Iônica
Transferência de e- 
Aumento da diferença de eletronegatividade 
Compartilhamento de e- desigual
Ligações Químicas
Classificação das ligações através da diferença de eletronegatividade
 
 
 
Ligações Químicas
Aumento da eletronegatividade 
Aumento da eletronegatividade 
Ligações Químicas
Tipos de Ligação resultantes da combinação de três diferentes tipos de átomos:
 
 
 
metal + não-metal
Ligação Iônica
não-metal + não-metal
Ligação Metálica
Ligação Covalente
metal + metal
exceção: 
metais + “H”
Os elétrons envolvidos em ligações químicas são os elétrons de valência, localizados no nível incompleto mais externo de um átomo.
G. N. Lewis (1875-1946) sugeriu uma maneira simples de mostrar os elétrons de valência dos átomos;
Para cada elemento consiste do símbolo químico do elemento mais um ponto para cada elétrons de valência. 
 
 
5
Ligações Químicas
Símbolo de
Lewis 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
5
Ligações Químicas
Símbolo de
Lewis 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
Os átomos se estabilizam quando atingem a configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja, já são estáveis sozinhos e não precisam se ligar a outros átomos
		K	L	M	N	O	P
	Hélio	2					
	Neônio	2	8				
	Argônio	2	8	8			
	Criptônio	2	8	18	8		
	Xenônio 	2	8	18	18	8	
	Radônio 	2	8	18	32	18	8
Ligações Químicas
Regra do
octeto
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
Para completar o octeto os átomos devem combinar-se com outros átomos podendo perder, ganhar ou compartilhar elétrons. 
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Ligações Químicas
Regra do
octeto
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
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E os átomos dos demais elementos, como fazem para adquirir maior estabilidade?
H e o He se estabilizam com apenas 2e- de valência, ou seja, são exceções. 
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Ligações Químicas
Regra do
octeto
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Ligações Iônicas
Caracterizada pela transferência de elétrons entre átomos que possuem grandes tendências para perder ou ganhar elétrons.
O metal (baixa energia de ionização) perde elétrons de valência e o átomo não-metal (alta afinidade eletrônica) ganha elétrons, formando um íon com configuração eletrônica de um gás nobre (composto iônico).
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
Aumento da energia de ionização e da afinidade eletrônica
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas
Fórmula geral de um composto iônico
Exemplos:
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Ligações Iônicas
Ax+ + By- → AyBX 
Composto iônico 
(NaCl)
Composto iônico 
(K2O)
Composto iônico 
(AlCl3)
A atração eletrostática mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede.
Formado por um grande número de cátions e ânions – empacotamento
O que determina o nº de cátions e ânions?
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Ligações Iônicas
Retículo 
Cristalino
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna o meio ambiente. 3 ed. Guanabara Koogan, 2006
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
 
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Ligações Iônicas
Retículo 
Cristalino
Cúbica simples
Os pontos de rede estão tão somente nos vértices
Cúbica de corpo centrado
Aparece um ponto de rede no centro da célula unitária
Cúbica de face centrada
Tem pontos de rede no centro de cada face, bem como em cada vértice
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Ligações Iônicas
Retículo 
Cristalino
NaCl: Pode-se centrar os íons Na+ ou os íons Cl- nos pontos de rede de uma célula unitária de face centrada.
CsCl: É uma estrutura mais compacta, há apenas um íon Cs+ no centro da célula unitária de corpo centrado.
Ligações Iônicas
Por que a ligação iônica ocorre entre elementos com energias de ionização baixa e aqueles com eletronegatividades altas? 
Estabilidade
Redução do potencial energético 
Energias mais baixas, geralmente, representam arranjos mais estáveis
 
Energia
Ligações Iônicas
Linha Rosa (repulsão): aumenta a energia do composto, refere-se a energia potencial elétrica entre duas cargas de mesmo sinal
Linha Azul (atração): diminui a energia do composto, refere-se a energia potencial elétrica entre duas cargas de sinais opostos
Energia resultante (poço de potencial) simboliza o estado de menor energia possível para a ligação.
Energia
Ligações Iônicas
∆U = Energia Reticular: É a energia da ligação iônica.
 Poço de potencial Força de ligação Energia
Carga: Fator principal na determinação da força da ligação iônica  U
Distância: Fator secundário 
 átomo  U
Energia
Reticular
Ligações Iônicas
U a 
Líquidos iônicos
Composto por íons de cargas pequenas e átomos grandes
Energia
Reticular
Ligações Iônicas
A energia reticular é definida por dois sinais: positivo e negativo – sem regras
Energia liberada quando o composto é formado (-)
Mn+(g) + Xm-(g) → MmXn(s) 
Energia necessária para separar os íons (+)
MmXn(s) → Mn+(g) + Xm-(g)
Energia
Reticular
São sólidos em condições normais de temperatura ( 25 ºC) e pressão (1 atm).
São duros e quebradiços.
Em solução aquosa, conduzem eletricidade.
 NaCl(s) Na+ Cl- MgCl2(s) Mg+2 2Cl-
 
Não conduz 
eletricidade
Ótimo condutor de 
eletricidade
fusão
801 ºC
Não conduz 
eletricidade
Ótimo condutor de 
eletricidade
fusão
801ºC
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Ligações Iônicas
Propriedades dos 
compostos iônicos
Ligações Iônicas
Apresentam altos pontos de fusão e ebulição
São proporcionais a Urede 
Cargas do íons 
Raios iônicos 
Propriedades dos 
compostos iônicos
Ligações Iônicas
Solubilidade 
Nem todos os compostos iônicos são solúveis em água, devido às diferentes estruturas cristalinas que estes compostos podem formar;
Propriedades dos 
compostos iônicos
Depende de quão forte os íons estão ligados
(Exotérmico)
Interação íon-dipolo (solvatação)
Ligações Iônicas
Solubilidade 
Fenômeno de solvatação (Por que a molécula de água é atraída pelo íon?)
Mn+(g) + Xm-(g) ↔ Mn+(aq) + Xm-(aq) 
Fenômeno de dissolução; 
MmXn(s) ↔ Mn+(aq) + Xm-(aq) 
Propriedades dos 
compostos iônicos
https://www.infoescola.com/wp-content/uploads/2007/08/dissociacao-cloreto-sodio.jpg
A energia de rede é um conceito útil porque ela se relaciona diretamente à estabilidade de um sólido iônico. 
A determinação experimental direta da energia de rede de um sólido iônico é difícil e nem sempre possível;
A energia de rede pode ser, indiretamente, determinada através de um ciclo termodinâmico, idealizado por Max Born e Fritz Haber em 1919. 
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Ligações Iônicas
Ciclo de
Born-Haber
Ciclo de Born- Haber para o NaCl
Na(s) → Na(g) ∆Hsublimação 
 
½ Cl2(g) → Cl(g) ∆Hdissociação 
Na(g) → Na+(g) ∆Hionização 
Cl(g) → Cl−(g) ∆Hafinidade eletrônica 
Na+(g) + Cl−(g) → NaCl(s) ∆Hrede 
Na(s) + ½ Cl2(g) → NaCl(s) ∆Hf (NaCl ,s) 
∆Hsublimação + ∆Hdissociação + ∆Hionização + ∆Hafinidade eletrônica + ∆Hrede = ∆Hf 
 
+
+
+
-
-
Ca2+(g) + 2e- + 2 Cl(g)
Ca2+(g) + 2e- + Cl2(g)
∆Hdissociação 
Ca+(g) + e- + Cl2(g)
Ca(g) + Cl2(g)
Ca(s) + Cl2(g)
∆Hionização 
∆Hionização 
∆Hsublimação 
∆Hf 
CaCl2(s)
Ca2+(g) + 2 Cl-(g)
2 x ∆Hafinidade eletrônica 
Entalpia, H
Ca(s) → Ca(g) ΔHsublimação =178 kJ/mol
Ca(g) → Ca+(g) + e- ∆Hionização = 590 kJ/mol
Ca+(g) → Ca2+(g) + e- ∆Hionização = 1146 kJ/mol
Cl2(g) → 2 Cl(g) ∆Hdissociação = 244 kJ/mol 
 
2 Cl(g) + e- → 2 Cl-(g) ∆Hafinidade eletrônica = 2 x (-349) kJ/mol 
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s) ΔHformação = -795,8 kJ/mol
Ca2+(g) + 2 Cl-(g) → CaCl2(s) ΔHrede = ?
ΔHformação = 178 + 590 + 1146 + 244 + 2x(-349) + ΔHrede = -795,8
ΔHrede = - 2255,8 kJ/mol
Ciclo de Born- Haber para o CaCl2
Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
As afinidades eletrônicas sejam nulas.
O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos. 
A eletronegatividade dos átomos participantes tenham valores bastantes diferentes.
Ocorre geralmente entre ametais. 
Nessa ligação os cátions permanecem em um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons . 
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Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
Para que haja uma ligação iônica é necessário que:
As afinidades eletrônicas sejam nulas.
O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos. 
A eletronegatividade dos átomos participantes tenham valores bastantes diferentes.
Ocorre geralmente entre ametais. 
Nessa ligação os cátions permanecem em um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons . 
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Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
Átomos do elemento X (número atômico = 19) e do elemento Y (número atômico = 35) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
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Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
Átomos do elemento X (número atômico = 19) e do elemento Y (número atômico = 35) unem-se por ligações iônicas originando o composto de fórmula:
19X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
35Y = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 
Perde 1 e-
Ganha 1 e-
XY = KCl
Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
Um elemento X (Z=20) forma com um composto Y um composto de fórmula X3Y2. O número atômico de Y é:
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Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
Um elemento X (Z=20) forma com um composto Y um composto de fórmula X3Y2. O número atômico de Y é:
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Ligações Iônicas
Exercício de
Fixação
X3Y2 = Ca3N2
Utilizando o ciclo de Born- Haber, determine a entalpia de rede do CaF2
∆Hsublimação Ca(s) = + 179,3 kJ/mol
∆Hionização Ca = + 1731 kJ/mol 
∆Hdissociação(F-F) = + 139 kJ/mol
Afinidade eletrônica F = - 327,9 kJ/mol
∆Hf º CaF2(s) = - 1219,6 kJ/mol
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Exercício de
Fixação
Na
Cl
Na Cl
K
O
K
2K O
2
Al
Cl
Cl
Cl
Al 3Cl
3