Ligação Iônica

Ligação Iônica

(Parte 1 de 2)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS

INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA

A LIGAÇÃO IÔNICA 2009/2

1 – introdução:

A ligação iônica se dá por transferência de elétrons de átomos de baixa afinidade eletrônica para átomos se alta afinidade eletrônica. Como resultado as forças eletrostática atraem os íons de carga postas.

O aspecto essencial da ligação iônica é a simetria eletrônica.

M { Baixa Afinidade Eletrônica) X { Alta Afinidade Eletrônica)

Perde Ganha

Elétron(s) Elétron(s)

M+ Atração Eletrostática X-

]

2 – O Cloreto de Sódio; NaCl

O cloreto de sódio, NaCl, é um composto iônico que consiste em um metal de baixa energia de ionização, Na e um não metal de alta a finidade eletrônica, Cl e as configurações desses átomos e de seus íons Na+e Cl- são:

11Na: 1s2,2s2,2p6,3s1; Na+: 1s2,2s2,2p6 E.I = + 496kJ

17Cl: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p5 Cl-: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6 A.E = - 349kJ

Se a transferência de um elétron de um átomo para outro fosse o único fator na formação de uma ligação iônica, o processo total raramente seria exotérmico. Na remoção de um elétron de Na(g) e a adição a Cl(g) é um processo endotérmico que requer 496 – 349 = 147kJ/mol.

Entretanto, isso propõe que os átomos de sódio e cloro estão infinitamente distante um do outro , o que não é assim. O compostos iônicos são bastante estáveis e a razão para essa estabilidade é a atração entre os íons de cargas opostas. Essa atração mantém os íons unidos, liberando energia e fazendo com que eles formem um arranjo ou rede estável, como pode ser vista na figura 1.

Uma medida da quantidade de energia necessária para a estabilização que se obtém quando íons de cargas opostas são agrupados em um sólido iônico é dada pela energia da rede. A energia da rede é a energia requerida para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos. Suponha que a estrutura da figura 1 sofra uma expansão de tal forma que as distâncias entre os íons aumente até que fiquem completamente separados. Esse processo requer 788kJ/mol, que é o valor da energia de rede.

NaCl(s) Na+(g) + Cl-(g)

O processo oposto, portanto, a aproximação do NaCl(s) e do Cl-(g) para formar NaCl(s) é altamente exotérmico

( H = - 788kJ/mol).

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A estrutura cristalina do cloreto de sódio.

Cada um dos íons Na+ é envolvido por seis íons Cl-.

Cada íon Cl- é envolvido por seis íons Na+

Figura 1

A tabela seguinte relaciona as energias de rede de NaCl e de outros compostos iônicos. Todas têm valores muito positivos, indicando que os íons estão fortemente atraídos uns pelos outros nesse sólidos. A energia liberada pela atração entre os íons de cargas contrárias mais que compensa a natureza endotérmica das energias de ionização, tornando a formação de compostos iônicos um processo exotérmico. As fortes atrações também com que a maioria dos materiais iônicos seja dura e quebradiça, com altos pontos de fusões. (P. F. NaCl = 8010C).

Composto

Energia de rede (kJ/mol)

LiF

1030

LiCl

834

LiI

730

NaF

910

NaCl

788

NaBr

732

NaI

682

MgO

3795

CaO

3414

SrO

3217

Energias de rede para alguns compostos iônicos

O valor da energia de rede de um sólido depende das cargas dos íons, de seus tamanhos e de seus arranjos nos sólidos. A energia potencial de interação entre duas partículas carregadas é dada por: Eel = kxQ1xQ2xd-1

Sendo Q1 = Q2 visto que ocorre transferência de cargas–aspecto essencial da ligação iônica, o que torna Eel = kxQ2xd-1.

Nessa equação Q1 e Q2 são as cargas das partículas, d é a distância entre seus centros e k é uma constante que vale 8,99x109Jm/C2. A equação 1 indica que as interações de atração entre dois íons com cargas de sinais contrários aumentam á medida que os módulos de suas cargas também aumentem e que as distâncias entre seus centros diminui. Portanto, para determinado arranjo de íons, a energia de rede aumenta á proporção que as carga nos íons aumentam e que seus raios diminuem.

Exemplo Ilustrativo 1

Qual substância você esperaria ter a maior energia de rede, AgCl, CuO ou CrN?

Resolução: AgCl consiste em íons Ag+ e Cl-, CuO, de íons Cu+2 e O-2 e CrN, de íons Cr+3 e N-3. Em virtude de que

Q2 aparecer no numerador na equação Eel = kxQ2xd-1, a energia de rede aumentará drasticamente quando as cargas dos íons aumentar. Assim, esperamos que a energia de rede do CrN, que tem íons +3 e – 3 seja o maior dos três. As distâncias os íons Cr+3 e N-3 deverá ser menor do que aquela dos íons Cu+2 e O-2 e essa deverá ser menor do que aquela dos íons Ag+ e Cl-. Considerando que a distância d entre os íons aparece no denominador da equação Eel = kxQ2xd-1 esperamos, e encontramos, que a energia de rede seja maior no CrN.

Resp. CrN

Exercício 1

Ordene os seguintes compostos iônicos em ordem crescente de energia de rede: NaF, CsI e CaO.

Exemplo Ilustrativo 2

Calcule a energia coulômbiana quando dois elétrons estão distanciados exatamente 1 Ặ. Determine essa energia também para um mol deste par de elétron.

Resolução:

a) Q1 = Q= - e = -1,6022 x 10-19 C d = 1 Ặ = 10-10m ع0 = 8,85419 x 10-12 C2 x J-1 x m-1

U = (Q1 x Q2) x d-1 x (4 ∏ x ع0)-1 = (-1,6022 x 10-19 C)2 x (10-10m)-1 x (4 x 3,1416 x 8,85419 x 10-12 C2 x J-1 x m-1

Resp. = 2,3071 x 10-18 J

Resolução

b) u = (6,022 x 1023 )( 2,3071 x 10-18 J)

Resp. 1389,4kJ x mol-1

3 – A Formação De Um Composto Iônico: O Ciclo de Haber Born

Vamos considerar a formação do cloreto de sódio a partir de sódio e cloro gasosos. O processo global é favorecido energeticamente. O processo pode ser dividido em cinco etapas:

ETAPA

PROCESSO

H, kJ/mol

A - Sublimação

Na(s) Na(g)

+108 (Energia Absorvida)

B - Dissociação

0,5Cl2(g) Cl(g)

+121 (Energia Absorvida)

C - Ionização

Na(g) Na+(g) + e-

+ 495 (Energia Absorvida)

D – A.E.

Cl(g) + e-Cl-(g)

- 348(Libera Energia)

E – Formação do NaCl(s)

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s)

-787(Libera Energia)

TOTAL

Na(s)+ 0,5Cl-(g) NaCl(s)

- 411(Energia Liberada)

A energia liberada na etapa E é chamada de energia reticular, onde o termo retículo refere-se ao arranjo regular dos íons Na+ e Cl-.

O esquema seguinte mostra a variação de entalpia de cada componente na formação do NaCl. O processo global é favorecido pela etapa altamente exotérmica, E. É esta etapa que baixa a entalpia dos produtos , tornado-a inferior aos reagentes.A verificação da utilidade do modelo iônico na descrição de uma substância como o cloreto de sódio é a capacidade de se calcular um valor preciso de entalpia da reação Na+ + Cl- ou da reação inversa. Observe que não se pode fazer o teste simplesmente pela medição de uma ou de outra. A medição da primeira é possível em princípio, mas não o é experimentalmente. A segunda não se pode medir, pois o cloreto de sódio não se vaporiza diretamente em Na+ e Cl-, mas a NaCl que , posteriormente se dissocia. Para resolver o problema, utiliza-se um ciclo termodinâmico, o Ciclo de Haber Born, ilustrado na figura 2.

A idéia básica é a da formação do NaCl(s) a partir dos elementos Na(s) e Cl2(g) e do cálculo da entalpia de reação (a entalpia de formação do cloreto de sódio) mediante a decomposição do processo em várias etapas. A soma algébrica das entalpias dessas etapas é igual a H0f , de acordo com a primeira lei da Termodinâmica.

Temos então a equação: H0f = H0Vap. + 0,5 HDis. + HA.E. + HIon. -HRede

onde as parcelas são as entalpias de vaporização do sódio, H0Vap, a da dissociação do cloro gasoso, HDis. em átomos de cloro no estado gasoso, a entalpia de ligação de um elétron ao Cl2(g) para formar o Cl-(g) (HA.E.), a entalpia de ionização do Na(g) (HIon.) e a entalpia de formação do NaCl(s)(H0f) a partir dos íons gasosos.

Na+(g) + Cl(g)+ 1e-

H0A. E. = - 354 kj/mol

H0E. I. = 502 kj/mol

Na+(g) + Cl-(g)

Na(g) + Cl(g))

0,5 H0Dis. = 121 kj/mol HRede

Na(g) + 0,5 Cl2(g)

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