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Principais Tipos de Ligações Químicas
Iônicas Covalentes Metálicas
Principais Tipos de Ligações Químicas
Ligações químicas
A maioria dos compostos situa-se dentro
do triângulo
Representações de Lewis
Numa ligação química só intervêm os elétrons de
valência, ou seja, os elétrons da camada mais externa do
átomo. Para os representar utilizamos as representações de
Lewis ou notações de Lewis.
Consistem no símbolo do elemento (que representa o
núcleo mais as camadas internas, ou cerne do átomo) e um
ponto (dot) por cada elétron de valência.
Exemplos:
metais alcalinos: Li ; Na oxigênio: O
carbono: C halogêneos: F
Ligações Iônicas
Ligações Iônicas Representações de Lewis de compostos iônicos
Mostram apenas a relação estequiométrica entre os íons constituintes
do composto iônico.
DEFINIÇÕES DE PARÂMETROS DE
COMPOSTOS IÔNICOS
Retículo Cristalino:
Conjunto de íons positivos e
negativos, extremamente
organizado, que apresenta um
arranjo definido ao redor de cada
íon, bem como uma distância
constante que separa quaisquer
íons vizinhos.
Cela (Célula) Unitária:
Conjunto mínimo de íons que deve corresponder à menor subdivisão possível do cristal, que ainda mantém as características tais como número de vizinhos e distância entre os mesmos.
DEFINIÇÕES DE PARÂMETROS DE
COMPOSTOS IÔNICOS
Número de Coordenação (N.C.):
Número de vizinhos mais próximos de um dado elemento em uma cela unitária.
DEFINIÇÕES DE PARÂMETROS DE
COMPOSTOS IÔNICOS
Posicionamento dos íons nas células unitárias
Além dos elementos que estão no interior da C.U.
½ do íon para cada
C.U.
¼ do íon
para cada C.U.
1/8 do elemento
para cada C.U.
Exemplos de células unitárias
Propriedades dos Compostos tipicamente Iônicos
1) Os compostos iônicos são muito duros devido à
resistência que os íons oferecem ao se tentar movê-los
de sua posição de equilíbrio. Porém, eles são
quebradiços, pois quando se desloca uma camada em
relação à adjacente, os íons de mesma carga repelem-se
fortemente, rompendo estrutura do composto.
2) Os compostos iônicos são, em geral, maus condutores de eletricidade no estado sólido, pois os íons estão restritos às suas posições de equilíbrio na rede cristalina e não podem deslocar-se. Por outro lado, os compostos iônicos fundidos ou em solução podem conduzir eletricidade.
3) As fortes interações multidirecionais, aliadas às estruturas rígidas do retículo cristalino, fazem com que os compostos iônicos necessitem de uma grande quantidade de calor para desorganizar todo este arranjo. Assim sendo, os pontos de fusão e ebulição dos compostos iônicos são elevados.
Propriedades dos compostos tipicamente Iônicos
4) Os compostos iônicos são solúveis em solventes polares que apresentam alta permissividade ou constante dielétrica (ε).
No processo de dissolução de uma espécie em determinado solvente, estamos separando os íons (Z+, Z-) uns dos outros a partir de uma distância inicial r. Assim temos que interpretar este fenômeno a partir da energia de atração entre estas espécies:
ε é a resistência que o meio oferece à união dos dois íons. Assim, quanto maior for a constante dielétrica do meio mais dificilmente os íons tenderão a ficar unidos, menor será a atração entre os mesmos e maior será a interação com o solvente. εo representa permissividade do vácuo.
Propriedades dos Compostos tipicamente Iônicos
r
eZZE
o4
2
e= carga fundamental do e- = 1,6x10-19C
1ª E. I. do Li: + 513 kJ/mol
1ª A. E. do F: - 328 kJ/mol
O resultado líquido é positivo
(+185 kj/mol, processo não
espontâneo)
O LiF não se formaria!!
Aspectos energéticos da formação de compostos iônicos
De modo geral, quanto maiores forem as cargas dos íons
maiores serão suas energias reticulares e suas
estabilidades.
d
Distâncias entre vizinhos em uma retículo cristalino de
NaCl, entre as forças de atração e repulsão entre os íons.
Contribuição da geometria do retículo cristalino na energia
de interação eletrostática dos compostos iônicos.
íon de referência
2
1
2
11111
4
2
rrrrrr
eZZU
o
ret
2
24
4
2
rr
eZZU
o
ret
2
24
4
2
r
eZZU
o
ret
Contribuição da geometria do retículo cristalino na energia
de interação eletrostática dos compostos iônicos.
Modelo do quadrado iônico Constante de Madelung
(fator geométrico, A)
Equação de Born-Landé para determinar a energia reticular, Uret:
onde:
A é a constante de Madelung (somatório de todas as interações geométricas presentes no retículo),
N é o número de Avogadro de pares de íons por mol de retículo cristalino,
Z1 é a carga do íon positivo,
Z2 é a carga do íon negativo,
e é a carga do elétron,
r é a soma dos raios de cada um dos íons envolvidos no retículo
n é uma variável conhecida como expoente de Born (representa a resistência que os íons oferecem quando são forçados a se aproximar mais intimamente uns dos outros e, desta forma, devem ser obtidos a partir de dados de compressibilidade)
0 é a permissividade do vácuo (medida de resistência do meio à interação eletrostática dos íons).
Quanto maior a carga dos íons, maiores serão as
constantes de Madelung. Nesses casos, existem mais íons
dentro das células unitárias, propiciando mais termos de
atração e repulsão, aumentando os valores numéricos da
constante de Madelung (A).
Urede/kJ.mol-1 Tfusão/°C
__________________________
LiCl 834 801
LiF 1030 845
MgO 3795 2800
___________________________
Ciclo de Born-Haber
Os ciclos de Born-Haber são usados para determinar valores das energias associadas às formações dos compostos iônicos.
Ciclos de Born-Haber e aplicação da Lei de Hess
HsublNa + HdisCl + HI1Na+ H1AECl + Hrede(U) = Hform.
Rearranjando-se para encontrarmos a energia de rede:
Hrede (U) = Hform. - (HsublNa + HdisCl + HI1Na+ H1AECl)
Entalpia
NaCl (s)
Na+ (g) + Cl- (g)
H U
Na (s) + ½ Cl2 (g)
H form.
Hsubl.
Na (g) + ½ Cl2 (g)
Hdiss.
Na (g) + Cl (g)
Na+ (g) + e- + Cl (g)
HI1 H1AE
Hsubl.Na + Hdis.Cl + HI1 + H1AE + HU = Hform.
Formas alternativas dos Ciclos de Born-Haber
There are two routes from
enthalpy H
NaCl (s)
Na+ (g) + Cl- (g)
H lattice association Na (s) + ½ Cl2 (g)
H formation
H atomisation
Na (g) + ½ Cl2 (g)
H atomisation
Na (g) + Cl (g)
Na+ (g) + e- + Cl (g)
H first ionisation energy H first electron affinity
elements to ionic compound
Apply Hess’s Law:
Previsão de formação de compostos iônicos pelo ciclo de Born-Haber
Do ponto de vista energético, o alto
valor positivo do Hform. inviabiliza a
formação do NaCl2.
Previsão de formação de compostos iônicos pelo ciclo de Born-Haber
Previsão de formação de compostos iônicos pelo ciclo de Born-Haber
DEFEITOS EM SÓLIDOS IÔNICOS
•Ao estudar os materiais cristalinos, tem-se admitido que existe uma
perfeita ordem em escala atômica
•Contudo esse tipo de sólido idealizado não existe, pois todos os
materiais contém defeitos e imperfeições em suas estruturas.
•As propriedades de alguns materiais são profundamente influenciadas
pela presença de imperfeições nos sólidos cristalinos.
•Por “defeito cristalino” é designada uma irregularidade na rede
cristalina.
•O tipo e o número de defeitos dependem do material, do meio
ambiente, e das circunstâncias sob as quais o cristal é processado.
•Mesmo sendo poucos, eles influenciam muito nas propriedades dos
materiais, porém nem sempre de forma negativa.
Classificação dos defeitos
DEFEITOS PONTUAIS
• Lacunas ou vacâncias ou vazios
• Átomos Intersticiais
• Schottky
• Frenkel
• Impurezas
Ocorrem em sólidos iônicos
FRENKEL • Pode ser considerado como sendo
formado por um cátion que deixa sua posição normal e se move para o interior de um sítio intersticial.
• Não existe alteração da carga, pois o cátion mantem a mesma carga positiva como um átomo intersticial (Defeito estequiométrico).
• Esse defeito preserva a densidade do sólido.
• Ocorre tipicamente em sólidos onde o metal apresenta tamanhos pequenos.
Ex. ZnS, AgCl, AgBr, AgI.
DEFEITOS PONTUAIS
FRENKEL
DEFEITOS PONTUAIS
Cristal perfeito
Cristal com defeito de Frenkel
Fonte: Wikipedia, the free encyclopedia
SCHOTTKY • Pode ser considerado como sendo formado
pela remoção de um cátion e um ânion do interior do cristal, seguido pela colocação de ambos os íons em uma superfície externa
• Uma vez que tanto os cátions como os ânions possuem a mesma carga, e que para cada lacuna de ânion existe uma lacuna de cátion, a neutralidade do cristal é mantida (Defeito estequiométrico).
• Normalmente esse defeito leva à diminuição da densidade do cristal.
• É encontrado em compostos com alto caráter iônico, altos N.C. e com pequenas diferenças entre os tamanhos dos cátions e ânions.
Ex : NaCl, KCl, CsCl, KBr, AgCl.
DEFEITOS PONTUAIS
SCHOTTKY
DEFEITOS PONTUAIS
Cristal perfeito
Cristal com defeito de Schottky
Fonte: Wikipedia, the free encyclopedia
VACÂNCIAS OU VAZIOS
• Envolve a falta de um átomo.
• São formados durante a
solidificação do cristal ou
como resultado das vibrações
atômicas (os átomos deslocam-
se de suas posições normais).
• O número de vacâncias
aumenta com o aumento da
temperatura.
INTERSTICIAIS
Átomo intersticial pequeno Átomo intersticial grande
Gera maior distorção na rede
Defeitos não-estequiométricos
Defeitos não-estequiométricos
Elétrons situados nessas vacâncias tendem a absorvem luz
na região do visível, tornando o material colorido.
A intensidade da coloração aumenta com o aumento da
presença desses tipos de elétrons.
Os centros F são comumente encontrados em compostos com
metais do bloco s (Ex. Na2O), pois eles tendem a perder
elétrons mais facilmente, principalmente quando esses
compostos são aquecidos.
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