Apostila - Ligação Ionica, Slides de Química. Universidade do Estado do Rio de Janeiro (UERJ)
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virginia.souza.927713 de Outubro de 2014

Apostila - Ligação Ionica, Slides de Química. Universidade do Estado do Rio de Janeiro (UERJ)

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Ligações Químicas

Ligações Químicas

• Forma-se uma ligação química entre dois átomos se

o arranjo resultante dos núcleos e dos elétrons tem

menos energia do que a energia total dos átomos

separados.

1

Tipos de Ligação Química

 Ligação iônica

◦ é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.

 Ligação covalente

◦ todos os átomos recebem elétrons sem ceder nenhumcompartilham seus elétrons,

formando pares eletrônicos.

 Ligação metálica

◦ Nuvem eletrônica.

2

Ligação iônica

 Os átomos adquirem ESTABILIDADE,

quando suas configurações eletrônicas

assemelham-se àquelas dos GASES

NOBRES.

3

Ligação iônica

4

Ligação iônica

 Alguns elementos formarão cátions

enquanto outros formarão ânions para

alcançar a estabilidade na configuração

eletrônica.

 Uma conseqüência lógica disto é que, se

um elemento necessita perder elétrons e

outro ganhar, a transferência de elétrons

será altamente favorável.

5

Ligação iônica  Ligação entre um metal e um não-metal.

 Atração eletrostática

 A ligação NÃO apresenta direcionalidade, isto é, a energia

de ligação é igual em todas as direção do cristal.

 Ex: NaCl

6

 Na (g)  Na +

(g) + e - (g) ΔH= +494 KJ/mol

 Cl (g) + e - (g)  Cl

- (g) ΔH= -349 KJ/mol

 Na+(g) + Cl - (g)  NaCl(s) ΔH= -787 KJ/mol

 Energia líquida do processo global

ΔH= -642 KJ/mol

 Uma ligação iônica é característica de todo o cristal.

Ligação iônica

7

Sólidos iônicos  São diferentes dos sólidos moleculares

 Empacotamento com padrão regular  atração

coulômbica;

8

Sólidos iônicos

 Propriedades:

◦Baixa condutividade elétrica

◦Alto ponto de fusão

◦ Solubilidade

◦Dureza

◦Clivagem.

9

Solubilidade

 Aumenta com o aumento da constante

diéletrica (permissividade elétrica) do

solvente

10

Lei de Coulomb

Clivagem

11

Estrutura dos sólidos iônicos  Estrutura do cloreto de sódio

 LiCl,

 KBr, KCl, KI, RbI, AgCl, AgBr, MgO, CaO, TiO, FeO, etc.

12

Estrutura dos sólidos iônicos

 Estrutura do cloreto césio

 CsBr, CsI, CsCN, CaS, etc

13

Estrutura dos sólidos iônicos

 Estrutura da esfarelita (ZnS)

 O cloreto de cobre (I), sulfeto de cádmio e sulfeto de mercúrio (II), etc.

14

Estrutura dos sólidos iônicos

 Estrutura da fluorita e da antifluorita

 São exemplos de sólidos iônicos com estrutura da fluorita: UO2, BaCl2, CaCl2, HgF2, PbO2, etc.

 Na estrutura da antifluorita tem-se a posição de cátions e ânions invertida. Os seguintes sólidos iônicos são exemplos da estrutura da antifluorita: K2O, K2S, Li2O, Na2O, Na2S, etc.

15

Interações entre os íons

 Energia da rede cristalina é a energia liberada

quando os íons de um composto iônico no

estado gasoso formam um cristal.

 Energia da rede cristalina: quanto maior a

energia da rede, maior a interação entre os

íons.

16

Energia de rede

 A energia de rede é diretamente

proporcional à carga dos íons e

inversamente proporcional à distância

entre eles (relação carga/raio).

17

Energia de rede

 Fator repulsão

18

Energia rede

 Fator estrutura cristalina

19

Exercício

 Calcule a energia de rede para o cloreto

de sódio. Dados: raio iônico do sódio: 114

pm; raio iônico do cloro: 167 pm; carga do

elétron: 1,6x 10-19 C; E0: 8,85x10-12 C2/Jxm;

20

Exercício

 Os haletos de potássio apresentam os

seguintes valores de solubilidade em água:

 KCl  30g/100g

 KBr  90g/100g

 KI  135g/100g

 Coloque os sólidos iônicos em ordem

crescente de energia de rede.

21

Entalpia de formação

 a variação de entalpia padrão de

formação de um dado composto é a

energia envolvida na formação de um mol

do composto a partir das substâncias

simples dos elementos que a constituem,

em seus estados físicos e alotrópicos mais

estáveis.

22

Lei de Hess

 Entalpia é uma função de estado.

 A variação de entalpia (quantidade de

calor liberada ou absorvida) em uma

reação química depende apenas dos

estados inicial e final da reação.

23

Lei de Hess

 Dessa forma, pode-se montar um ciclo

termodinâmico onde o somatório das

etapas é igual à variação de entalpia entre

reagentes e produtos.

24

Ciclo de Born-Haber

Ciclo Born-Harber

25

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