Ligações Iônicas

Teoria Completa

Fala aí, beleza? Vamos bater um papo sobre ligações iônicas?

Os íons de cada elemento

Pra começar, a gente tem que saber que as ligações iônicas são ligações químicas que ocorrem entre íons.

Então vamos falar um pouco sobre íons.

Um átomo neutro tem o número de elétrons igual ao número de prótons. Sempre que esse átomo perde ou ganha elétrons, ele deixa de ser neutro e passa a ser um íon.

O íon é uma espécie em desequilíbrio de cargas.

Um átomo pode perder elétrons e ficar com mais prótons do que elétrons. Nesse caso, ele vai ter carga positiva. Esse tipo de íon é chamado de cátion.

Ele também pode ganhar elétrons, ficando com mais elétrons o que prótons. Assim, ele vai ter carga negativa. Esse tipo de íon é chamado ânion.

Então cátion tem carga positiva e ânion tem carga negativa.

Pra gente saber se o cara vai ter tendência a se tornar um ânion ou um cátion, a gente estuda a energia de ionização e a afinidade eletrônica dele. Se precisar relembrar disso, dá uma olhada no capítulo sobre a tabela periódica!

De um modo geral a gente quer saber se um átomo prefere perder ou ganhar elétrons e quantos elétrons.

E é aí que entra a regra do octeto.

Regra do Octeto

De acordo com essa regra, os átomos vão perder ou ganhar elétrons pra ficar com oito elétrons na camada de valência. Quando isso acontece, eles ficam com a configuração eletrônica igual a do gás nobre mais perto deles.

Vamos ver exemplos:

F : 1 s 2 2 s 2 2 p 5 9  

S : 1 s 2 2 s 2 2 p 6   3 s 2   3 p 4 16  

N a : 1 s 2 2 s 2 2 p 6   3 s ¹ 11  

Pro flúor, o jeito mais fácil de completar o octeto é ganhando um elétron. Assim a camada de valência dele, n = 2 , fica com 8 elétrons e a configuração dele fica igual à do neônio.

F - : 1 s 2 2 s 2 2 p 6             N e : 10   1 s 2 2 s 2 2 p 6   9  

Pro enxofre, o melhor é ganhar dois elétrons, e assim ele vai ficar com a configuração igual ao argônio. Faz aí pra você ver.

E pro sódio, é mais fácil perder um elétron e ficar semelhante ao neônio, do que ganhar 5 elétrons pra ficar como o argônio né?

Pra elementos próximos ao He, a regra do octeto muda um pouquinho. Olha o Li:

L i 3   : 1 s 2 2 s ¹

Quando ele perde um elétron ele fica com a configuração eletrônica igual a do He, com dois elétrons na camada de valência.

Resumindo, os metais alcalinos tendem a perder um elétron pra ficar com a configuração eletrônica do gás nobre antes deles na tabela.

Os alcalinos terrosos perdem 2 elétrons pelo mesmo motivo.

Os não metais do bloco p tendem a ganhar elétron pra se parecer com o gás nobre do mesmo per��odo que eles.

No bloco d a coisa é mais confusa e essa história do octeto não funciona muito bem.

Os elementos do bloco d são menos regradinhos. Eles tendem a formar cátions, mas as cargas variam bastante e muitas vezes um mesmo elemento pode formar cátions diferentes com cargas diferentes.

Tipo assim, o cobre pode perder um elétron ou dois elétrons, formando os cátions C u + ou C u 2 + .

F e ,   C o ,   N i   e   C r podem formar cátions +2 ou +3.

A prata forma cátion +1 ( A g + ), o zinco forma cátion +2 ( Z n + 2 ).

Isso a gente só aprende praticando mesmo.

Símbolos de Lewis

Lewis era um cara que se preocupava muito com os elétrons. E ele inventou um jeito de representar os átomos onde a gente pudesse ver os elétrons de valência. Assim:

E aqui, um pontinho representa um elétron sozinho em um orbital e dois pontinhos representam dois elétrons emparelhados no mesmo orbital.

E esses caras vão ganhar ou perder elétrons pra atingir o “octeto completo”, né?

Tipo assim, o cloro vai ganhar um elétron pra formar um ânion e ficar assim:

Com aquela carga negativa ali, porque ele ganhou um elétron!

Já o sódio perde um elétron e o cálcio perde dois..

Beleza. E na ligação iônica, esses caras vão se juntar pra formar compostos de carga neutra. Assim a gente precisa juntar caras positivos (cátions) com caras negativos (ânions) pra formar espécies neutras.

A gente pode juntar, por exemplo, um N a + com um C l - :

Ou um C a 2 + com dois C l - , pra carga total fechar em zero, ok?

Esses aí são os símbolos de Lewis pros compostos N a C l e C a C l 2 .

E como acontecem as ligações iônicas?

Como a ligação iônica ocorre entre cátions e ânions, a gente costuma dizer que um átomo doa elétrons para o outro.

Tipo aí em cima, o cálcio doa um elétron pra cada cloro. Assim o cálcio fica positivo e os cloros ficam negativos. Por causa dessas cargas opostas, eles se atraem e ficam juntinhos no C a C l 2 .

Já o sódio doa um elétron pro cloro pra formar o N a C l .

Mas a ligação iônica não ocorre assim entre dois átomos.

Você tá ligado que o sal de cozinha é N a C l , né?

Pensa aí num grãozinho de sal. Você pode pensar no menor grãozinho que você consiga enxergar. Ali ainda tem átomo pra caramba.

Então é muita inocência nossa pensar que um N a + vai ficar agarradinho em um íon de C l - , sendo que tem um monte de íon C l - ali.

Os sólidos iônicos

Um cara com carga positiva vai atrair todos os caras com carga negativa na volta dele. E um cara de carga negativa vai atrair todos os caras de carga positiva que estão ao redor.

Nessa suruba de carga aí, a atração eletrostática entre os íons acaba formando estruturas chamadas sólidos cristalinos, cristais iônicos, sólidos iônicos... chame como quiser. Ou melhor, como o seu professor chamar.

No caso do N a C l , os cristais são mais ou menos assim:

Embora a estrutura seja entre muitos íons, a quantidade de íons cloreto é igual a quantidade de íons de sódio. Por isso a gente representa como N a C l , indicando que a razão desses caras é de 1:1.

Os sólidos iônicos são diferentes dependendo dos íons que os formam. Mas eles tem algumas características em comum:

  • Baixa condutividade elétrica: no sólido, os caras estão muito presos na estrutura do cristal, então existe pouca mobilidade de cargas. Tudo muda se o sal tá dissolvido em água ou fundido (derretido). Quando os sais estão dissolvidos ou derretidos eles são sim condutores de eletricidade!
  • Alto ponto de fusão: pra fundir o sólido iônico a gente precisa quebrar uma quantidade muito grande de ligações. Além disso, essas ligações são bem fortes. Então precisa de energia pra caramba (alta temperatura) pra passar um sólido tipo aquele ali de cima pro estado líquido.
  • Solúveis em água: como os sólidos iônicos são polares e a água é polar, segue a regrinha do “semelhante dissolve semelhante”.
  • Duros e quebradiços: aquele monte de ligação e a forte atração eletrostática entre os íons fazem com que a estrutura do sólido iônico seja bem dura. No entanto, esse sólidos são quebradiços de acordo com planos de clivagem. Tipo assim, se você golpear um sólido iônico, você aproxima íons de cargas iguais, que se repelem, quebrando o cristal em um plano característico.

Estruturas Cristalinas dos Sólidos Iônicos

A gente já viu a estrutura cristalina do N a C l (aquele desenho em azul e laranja). Mas você acha que todos os sólidos iônicos vão ser iguais?

Eles não são!

A gente concluiu, por exemplo, que no cloreto de cálcio existem dois cloretos pra cada cátion de cálcio. E pela estrutura do N a C l a razão entre cátion e íon é 1:1.

Além da razão entre as quantidades dos íons, o tamanho desses íons também vai influenciar na forma como eles se organizam no cristal.

Aquela estrutura do N a C l é chamada de célula unitária cúbica de face centrada (CFC). A gente pode reparar que cada íon de sódio se liga diretamente a seis íons de cloro (quatro pelos “lados”, um em cima e um embaixo). O mesmo acontece pra cada íon de cloro. Por isso o número de coordenação (NC) do sódio e do cloro numa cécula CFC é 6.

T i O ,   K B r ,   K C l ,   L i C l ,   A g C l ,   A g B r ,   M g O são outros sólidos iônicos com a mesma estrutura CFC.

Outra estrutura é a do cloreto de césio ( C s C l ). A proporção também é 1:1 mas o C s é muito maior que o N a .

A estrutura é mais ou menos assim:

São só duas formas de representar a mesma estrutura. Parece que tem muito mais bolinha azul do que verde né? Mas não esquece que essa estrutura se repete infinitas vezes no sólido. Pra acreditar que a proporção é de 1:1 você tem que tentar enxergar que só 1/8 de cada bolinha azul está voltada pra bolinha verde. O resto vai estar voltado para outras bolinhas verdes que a gente não representou.

Os números de coordenação do cátion e do ânion aqui é oito!

C s B r ,   C s I ,   C s C N   e C a S são exemplos de outros caras que também formam cristais desse tipo.

A estrutura da fluorita, C a F 2 é mais doida. Ela tem empacotamento CFC com a célula unitária contendo um cubo interno. Vou representar de mais de uma maneira pra você tentar enxergar, valeu?

Aqui cada cátion de cálcio (rosinha) está ligado a 8 ânions fluoreto (verdin): NC do C a 2 + é 8. E cada fluoreto está ligado a 4 cátions de cálcio: NC do F - é 4.

A estrutura da fluorita também ocorre pro   C a C l 2 ,   P b O 2 ,   B a C l 2 ...

Existe a antifluorita, que é quando os cátions e os ânions desses esquemas aí de cima trocam de lugar. Isso ocorre pro   K 2 O ,   K 2 S ,   L i 2 O ...

A blenda de zinco é o mineral Z n S . Também conhecido como esfarelita, esse cara tem célula CFC com os ânions de enxofre ocupando os vértices e faces do cubo e o zinco formando um tetraedro dentro da célula unitária.

E o NC tanto do Z n 2 + quanto do S 2 - é 4.

A gente apresentou as estruturas mais comuns. Existem muitas outras!

Energia do Retículo Cristalino e o Ciclo de Born-Haber

A natureza tende pra um estado menos energético, certo? Que é o estado mais estável.

Como os sólidos iônicos são estruturas estáveis, a gente pode afirmar que a energia daquele monte de cátion e daquele monte de ânion é menor quando eles estão todos agrupadinhos em um cristal, do que livres por aí. Se não, eles prefeririam ficar livres!

Isso quer dizer que quando um cátion no estado gasoso se encontra com um ânion no estado gasoso pra formar um sólido iônico, eles liberam energia, e o sistema passa pra um estado de energia mais baixo.

Essa energia liberada é chamada de energia do retículo cristalino ou energia de rede, simbolizada por U 0 .

M ( g ) + + X ( g ) - → M X ( s )             ∆ E = U 0

Essa energia depende da carga dos íons, da distância entre eles (raios iônicos) e da estrutura cristalina na qual eles se organizam.

U 0 = A N Z + Z - e 2 4 π ε 0 r 0 1 - 1 n

Aquele A é a constante de Madelung, que tem um valor pra cada estrutura cristalina; o N é o número de Avogrado (aquele 6,022 . 10 23 ); Z + é a carga do cátion e Z - a carga do ânion; e é carga do elétron ( - 1,602.1 0 - 19 C); π continua sendo 3,14...; ε 0 é a constante de permissividade elétrica do vácuo ( 8,85.1 0 - 12   m - 3 k g - 1 s 4 A 2 ); r 0 é a distância entre os íons, ou seja, a soma do raio do cátion com o raio do ânion; o termo entre parênteses serve para considerar a repulsão dos íons de mesma carga. O valor de n vai depender do gás nobre que o cátion e o ânion estão “imitando”.

Tipo assim, pra calcular o n no cloreto de sódio:

O N a + tem a configuração eletrônica do Neônio e o C l - tem a configuração eletrônica do Argônio:

N a + : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 11         N e : 10   1 s 2 2 s 2 2 p 6  

C l - : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6         A r : 18   1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   17  

Então o n que a gente vai usar vai ser a média entre o n do neônio e o n do argônio, segundo a tabela:

n = 7 + 9 2 = 8

Calma, ainda não falta pouco mas falta menos que antes!

No cálculo de U 0 existem várias aproximações. E medir esse valor experimentalmente é super complicado, porque é muito difícil ter o cátion e o ânion sozinhos no estado gasoso. (Lembra da definição de U 0 ?).

Maaaaaas, nem tudo está perdido. Existe uma lei da físico-química que diz que não interessa em quantas etapas a reação acontece, a variação de energia, no caso, de entalpia, é a mesma. O nome dessa Lei é Lei de Hess.

Tipo assim, não interessa se você transforma A em B ou se pega A, transforma em C, dá uma cambalhota, transforma C em D e depois D em B. Indo de A para B a diferença de energia é a mesma!

A variação de energia só considera o estado final e o inicial!

O ciclo de Born-Haber desmancha a formação de um sólido iônico em várias etapas e uma dessas etapas é, justamente, aquela que corresponde à energia do retículo cristalino.

Calma, olha como isso funciona pro cloreto de sódio:

(1) É a reação de formação do N a C l a partir dos compostos simples mais estáveis de sódio e de cloro. À essa reação correponde a variação de entalpia de formação: ∆ H f . Valores negativos para ∆ H f são um forte indicativo de que o sólido iônico existe e é estável.

(2) O sódio tá sublimando, passando do estado sólido pro gasoso. A energia envolvida no processo é a energia de sublimação do sódio: ∆ H s u b l i m .

(3) Em três, a gente está dissociando cada C l 2 em 2 átomos de C l . Como a gente começa com ½ mol, acabamos com 1 mol de C l dissociado. Pra isso precisamos conhecer a energia de dissociação da molécula de cloro: ∆ H d i s s o c .

(4) Em quatro, a gente tá tirando um elétron do sódio. Aqui entra a nossa já conhecida energia de ionização do sódio: 1 ª   E I .

(5) Aqui o C l tá pegando aquele elétron de bobeira pra formar um cloreto. Lembra que a afinidade eletrônica era o oposto da entalpia de ganho de elétrons? ∆ H g . e . = - A E

(6) Esse é o processo que a gente consegue calcular, mas não consegue determinar experimentalmente de maneira direta. A energia do retículo cristalino: U 0 .

Todas as etapas, com excessão de (6) podem ser realizadas experimentalmente.

Pra determinar a variação de energia em (6), então, a gente considera aquela história de que “não interessa o caminho”.

Fazer a transformação representada por (1) é energeticamente semelhante a fazer (2) seguido de (3), (4), (5) e (6).

1 = 2 + 3 + 4 + 5 + ( 6 )

Olhando para o gráfico, também dá pra concluir que:

6 +   5 =   1 + 2 +   3 +   4 ,         t o d o s   o s   v a l o r e s   e m   m ó d u l o !

Essa história do módulo é interessante.

Naquele gráfico de energia, sempre que a gente vai pra cima, o sistema está ganhando energia na forma de calor, é um processo endotérmico e a nossa variação de entalpia vai ser positiva. ∆ H > 0

Sempre que a gente passa de um patamar mais alto pra um mais baixo, o sistema está liberando energia na forma de calor, o processo é exotérmico e a nossa variação de entalpia será negativa. ∆ H < 0 .

Ah, mas não existe outras formas de ganhar energia?”

Existe! Mas a forma de energia mais importante pro ciclo de Born-Haber e pra definir se a formação dos sólidos iônicos é favorecida ou não é a entalpia mesmo. E a entalpia é igual a troca de calor quando tudo se passa sobre pressões mais ou menos constantes.

Basicamente, tudo isso foi só para determinar um valor experimental de U 0 . Tendo U 0 teórico e conhecendo as demais energias envolvidas com excessão de uma, ela pode ser estimada.

E o ciclo também nos mostra se a formação do sólido iônico é viável. Via de regra ela só acontece se o sólido iônico está num nível de energia mais baixo do que o dos compostos separados.

Isso não mudou sua vida né?

Mas o que você acha da gente fazer uns exercícios juntos pra tentar entender melhor todo esse lance de ligações iônicas e buscar um notão na próxima prova?

Expandir

Exercício Resolvido #1

UFS – Fundamentos de Química – Professor Dr. Juvenal Filho. Questão 8.

Diga a fórmula empírica do composto iônico formado pelos seguintes pares de íons:

a) C a 2 + e B r -

b) N H 4 + e C l -

c) A l 3 + e C 2 H 3 O 2 -

d) M g 2 + e P O 4 3 -

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Passo 1

Pra aquecer os motores, aqui a ideia é simplesmente dizer a fórmula do sal formado entre aqueles caras.

A carga final do composto formado tem que ser zero (neutro).

Normalmente a gente faz assim:

X + a + Y - b → X b Y a

No composto iônico, primeiro a gente coloca o cátion depois o ânion.

A quantidade do cátion é o coeficiente do ânion e vice-versa

Passo 2

Agora basta aplicar isso aí:

a) C a B r 2

b) N H 4 C l

c) A l ( C 2 H 3 O 2 ) 3

d) M g 3 ( P O 4 ) 2

Resposta

a) C a B r 2

b) N H 4 C l

c) A l ( C 2 H 3 O 2 ) 3

d) M g 3 ( P O 4 ) 2

Exercício Resolvido #2

USP/IQSC – Lista de Química Geral – Ligações Químicas. Professor Akinobu. Questão 01. Modificado

Responda verdadeiro (V) ou falso (F) para as seguintes afirmações. Justifique sua resposta.

  1. ( ) O elemento químico que possui configuração eletrônica 1s² 2s² 2p6 3s² 3p4 possui uma forte tendência para ganhar 1 elétron.
  2. ( ) O elemento químico que possui a configuração eletrônica 1s² 2s¹ possui uma forte tendência para perder 1 elétron.
  3. ( ) Para adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre, o oxigênio ( Z = 8 ) deve ganhar 2 elétrons e o sódio ( Z = 11 ) ceder 1 elétron.
  4. ( ) Para adquirir uma configuração eletrônica de gás nobre, o bromo ( Z = 35 ) deve ganhar 3 elétrons e o magnésio ( Z = 12 ) ceder 1 elétron.
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Passo 1

a) Falso

Difícil dizer se a tendência é forte. Forte em relação a quê?

Mas vai lá.. o cara com essa configuração eletrônica é o enxofre (S). Ele tá bem na direita e em cima da tabela, então está entre os caras com maior afinidade eletrônica, ou seja, maior tendência de ganhar elétrons.

É um não metal do bloco p, então tende a virar ânion.

Mas então por que a alternativa é falsa?

Bem, após ganhar um elétron, esse cara ainda tem uma forte tendência de ganhar um outro elétron né? Porque assim ele completa o octeto e fica com a configuração do gás nobre mais próximo dele na tabela, no caso, o Argônio (Ar).

Então é falso porque esse cara gosta mesmo é de ganhar 2 elétrons!

Passo 2

b) Verdadeiro

Um cara com a configuração terminada em s 1 tá na família dos alcalinos, que são caras que gostam de perder um elétron pra ficar igual ao último gás nobre antes deles na tabela.

Quando esse cara perde um elétron, ele fica com a configuração assim: 1 s 2 .

Dessa forma, ele fica com a camada completa, como o Hélio.

Passo 3

c) Verdadeiro

Dá uma olhada aí no oxigênio:

O : 1 s 2 2 s 2 2 p 4 8  

Se ele ganhar dois elétrons, ele completa o subnível p e fica com a configuração eletrônica do Neônio.

O - 2 : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 8                     N e : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 10  

E o Sódio:

N a : 1 s 2 2 s 2 2 p 6   3 s 1 11  

Perdendo um elétron ele fica com 8 elétrons na camada de valência, subnível mais energético completinho, imitando o Neônio também.

N a + : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 11                 N e : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 10  

Passo 4

d) Falso

O bromo é da família dos halogênios. Esses caras são p 5 e gostam de ganhar 1 elétron só, pra ficar igual ao gás nobre vizinho. Olha aí a configuração eletrônica do átomo de bromo:

B r 35   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 5

E se ele ganhar um elétron, completa o subnível p e o octeto (8 elétrons de valência) igual ao vizinho dele, o Criptônio (Kr).

B r - 35   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6           K r 36   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 6   4 s 2   3 d 10   4 p 6

Pro Magnésio:

M g 12   : 1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2

Ele é um alcalino terroso. Esses caras perdem dois elétrons pra ficar com 8 elétrons na camada de valência. Quando o Mg perde dois elétrons ele fica com a configuração eletrônico do Ne.

M g + 2 : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 12                     N e : 1 s 2 2 s 2 2 p 6 10  

Resposta

a) Falso

b) Verdadeiro

c) Verdadeiro

d) Falso

Exercício Resolvido #3

UNESP – Lista de Exercícios de Química Geral. Questão 3.

O que é a regra do octeto? Quantos elétrons um átomo de S (Z=16) deve ganhar para atingir um octeto em seu nível de valência? Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s² 2s² 2p³, quando elétrons ele deve ganhar para atingir um octeto?

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Passo 1

A regra do octeto é um conceito segundo o qual os átomos atingem sua estabilidade máxima com 8 elétrons na camada de valência. Essa regra surgiu devido à observação da grande estabilidade dos gases nobres (altos valores de EI e valores negativos de AE, ou seja, baixa tendência para perder ou ganhar elétrons). A ideia, proposta por Lewis, é de que os átomos se combinavam para atingir a estabilidade de um gás nobre, completando o octeto, chegando a um estado de menor energia.

Passo 2

Um átomo de Z = 16 tem a seguinte configuração eletrônica:

1 s 2   2 s 2   2 p 6   3 s 2   3 p 4 ⏟

A gente destacou ali o último nível preenchido da eletrosfera, n = 3 , a camada de valência.

Se você contar, esse cara tem 6 elétrons na camada de valência ( 2 + 4 ).

Por isso, pra completar o octeto, ele ganha dois elétrons.

Na tabela periódica, o átomo de Z = 16 é o enxofre. De fato, o ânion mais comum do enxofre é o S-2.

Passo 3

Agora pra um cara assim:

1 s 2   2 s 2   2 p 3  

Quantos elétrons ele tem na camada de valência?

1 s 2   2 s 2   2 p 3   ⏟

Cinco ( 2 + 3 ) né?

Então ele precisa ganhar 3 elétrons pra completar o octeto.

Resposta

Exercício Resolvido #4

USP – Lista de Química Geral – Ligações Químicas. Questão 2.8. Modificada.

A energia do retículo cristalino de um composto iônico é a energia liberada quando os íons em estado gasoso são agrupados para formar um cristal. Seguem os valores de energia do retículo cristalino de alguns fluoreto:

Seguem valores de energia do retículo cristalino de alguns sais de potássio:

Compare os valores e explique as diferenças nos dois grupos.

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Passo 1

Dá uma olhada aí na fórmula da energia do retículo cristalino:

U 0 = A N Z + Z - e 2 4 π ε 0 r 0 1 - 1 n

Tirando as constantes e o fator de repulsão ( 1 / n ), dois fatores regem o módulo da energia liberada na formação dos sólidos iônicos: a carga dos íons e a distância entre eles.

Quanto maior o valor das cargas ( Z + e Z - ), mais energia é liberada pela formação do sólido iônico. Quanto maior a distância entre o cátion e o ânion ( r 0 ), menos energia é liberada pela formação do sólido.

Quanto mais energia é liberada, mais estável é o sólido, maior a tendência dele se formar e mais intimamente os íons estão ligados na estrutura sólida.

Passo 2

Na primeira tabela, os três sais tem o ânion fluoreto (F-) em comum.

Já os cátions são, respectivamente, N a + , M g 2 + e A l 3 + .

Quem tem carga maior atrai mais o ânion e gera uma ligação iônica mais forte. Por isso a ligação do fluoreto com o cátion de alumínio é mais forte que a ligação com o cátion de magnésio, que é mais forte que a ligação com o cátion do sódio.

Na fórmula da energia do retículo cristalino, um Z + maior leva a um maior valor (mais negativo) de U 0 .

Além disso, os três elementos estão no mesmo período da tabela periódica. Com maior Z e f f , o A l 3 +   terá o menor raio iônico, seguido pelo Z n 2 + e depois pelo N a + .

Raios maiores geram maiores valores de r o (que é a soma do raio do cátion com o raio do ânion), que é inversamente proporcional ao módulo de U 0 .

Aqui, o raio iônico dos cátion e suas cargas levam às diferenças de valores de U 0 observadas na primeira tabela.

Passo 3

Já na segunda tabela, todos os ânions tem a mesma carga (-1).

Por isso o fator determinante é o raio iônico.

Os quatro ânions são de elementos da família 17, os halogênios: F , C l , B r , I .

Em uma mesma família, conforme o período aumenta, aumenta o número de níveis da eletrosfera preenchidos e, por isso, o tamanho do átomo/íon também aumenta.

Assim:

I > B r > C l > F

Como as ligações iônicas são de origem eletrostática, quanto maior a distância entre os íons, menor a força da ligação.

Por isso os ânions menores geram ligações iônicas mais fortes e consequentemente maior liberação de energia na formação do sólido iônico.

Resposta

Exercício Resolvido #5

UFMG – Lista de Química Geral – Ligação Iônica. Questão 1.

Considere o composto hipotético C a F ( s ) .

a) Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do N a C l e uma distância internuclear de 2,67 . 10 - 10 m.

b) Faça o ciclo de Born-Haber para o C a F indicando todas as etapas.

c) Calcule a entalpia padrão de formação para o C a F , utilizando a resposta do item (a) e os dados termoquímicos que forem necessários.

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Passo 1

Em primeiro lugar, bora destacar aquela palavrinha ali: hipotético! Sério, é só uma hipótese, tá? O composto iônico esperado entre cálcio e flúor é o C a F 2 e não C a F .

As informações aqui do passo 1, são dados que teriam que ser fornecidos pra você poder fazer essa questão, beleza?

Ali no item (a) ele te diz que a estrutura é semelhante à do N a C l pra você saber qual constante de Madelung usar. A constante de Madelung ( A ) pra estrutura do N a C l é A = 1,74756 .

No item (b), a gente só vai usar a 1ª energia de ionização do cálcio, porque esse cálcio aí do enunciado só vai perder um elétron (embora a gente saiba que o cálcio perde 2 elétrons e forma o C a 2 + , mas isso é um caso hipotético).

Pra fazer o item (c), na real, você precisa de muita informação.

  • Energia de sublimação do cálcio: ∆ H s u b l i m C a = 178,2 kJ/mol
  • Energia de dissociação do flúor: ∆ H d i s s o c F 2 = 157,9 kJ/mol
  • 1ª energia de ionização do cálcio: 1 ª E I = 590,0 kJ/mol
  • Afinidade eletrônica do flúor: A E   F = 328,0   kJ/mol
  • Pronto, bora calcular.

    Passo 2

    a) Pra calcular a energia de rede do C a F :

    U 0 = A N Z + Z - e 2 4 π ε 0 r 0 1 - 1 n

    A = c o n s t a n t e   d e   M a d e l u n g = 1,74756

    N = n ú m e r o   d e   a v o g r a d o = 6,02 . 10 23   m o l - 1

    Z + = c a r g a   d o   c á t i o n =   + 1       e       Z - = c a r g a   d o   â n i o n =   - 1

    e = c a r g a   d o   e l é t r o n = 1,602 . 10 - 19   C

    ε 0 = c o n s t a n t e   d e   p e r m i s s i v i d a d e   e l é t r i c a   d o   v á c u o = 8,85 . 10 - 12 C 2 / J m

    r 0 = d i s t â n c i a   i n t e r n u c l e a r   d a d o =   2,67 . 10 - 10   m

    Como cálcio assume a configuração do Ar e flúor assume a configuração do Ne:

    n = n A r + n N e 2 = 9 + 7 2 = 8

    Joga tudo na fórmula:

    U 0 = 1,74756.6,02 . 10 23 + 1 . - 1 . ( 1,602 . 10 - 19 ) ² 4 π . 8,85 . 10 - 12 . 2,67 . 10 - 10 1 - 1 8

    Joga tudo na calculadora:

    U 0 = - 795604,57   J / m o l = - 795,6   k J / m o l

    Passo 3

    b) Duas formas diferentes de representar o Ciclo de Born-Haber pro C a F :

    Escolha a que você preferir. Ou melhor, a que o seu professor usa! :p

    E tem que dizer o que cada etapa aí representa:

    (1) Variação de entalpia de formação: ∆ H f ( C a F )

    (2) Energia de sublimação do cálcio: ∆ H s u b l i m   ( C a )

    (3) Energia de dissociação de meio mol de gás flúor: 1 2 ∆ H d i s s o c   ( F 2 )

    (4) 1ª Energia de ionização do cálcio: 1 ª   E I   ( C a )

    (5) Entalpia de ganho de elétrons: ∆ H g . e . ( F )

    (6) Energia do retículo cristalino ou energia de rede do C a F : U 0

    Passo 4

    c) Pra calcular a entalpia padrão de formação, a gente vai precisar saber todos aqueles dados do passo 1:

  • Energia de sublimação do cálcio: ∆ H s u b l i m C a = 178,2 kJ/mol
  • Energia de dissociação do flúor: ∆ H d i s s o c F 2 = 157,9 kJ/mol
  • 1ª energia de ionização do cálcio: 1 ª E I = 590,0 kJ/mol
  • Afinidade eletrônica do flúor: A E   F = 328,0   kJ/mol

Pelo ciclo de Born-Haber desenhado na esquerda, dá pra enxergar que:

5 +   6 =   1 +   2 +   3 +   4                 t o d o s   e m   m ó d u l o

Você pode preferir pensar que, partindo do C a s + 1 2 F 2 ( g ) e indo para o sólido iônico C a F ( s ) , a gente pode optar por dois caminhos. E como o caminho não interessa, a variação de energia pelos dois caminhos deve ser igual. “Um caminho deve ser igual ao outro”.

1 =   2 +   3 +   4 + 5 + 6       a t e n ç ã o   a o s   n e g a t i v o s   e   p o s i t i v o s