Lista Ligacao Ionica

Instituto de Química - UFU GEQ004 – Química Geral e Inorgânica

Prof. Antonio Otavio de Toledo Patrocínio

Ligação iônica

1. Forneça a estrutura de Lewis para os seguintes compostos iônicos: (a) fluoreto de

rubídio, (b) iodeto de bário, (c) sulfeto de magnésio, (d) óxido de potássio

2. Explique por que o LiF possui a ligação iônica mais forte dentre os haletos

alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs). Considere fatores tais como os raios iônicos e a

energia de dissociação do composto produzindo átomos, e não íons.

3. O que é energia reticular?

4. Explique o que é o ciclo de Born-Haber.

5. Esquematize o ciclo de Born-Haber para o KCl e calcule sua entalpia de formação.

Dados: entalpia de sublimação do K = 89 kJ/mol; entalpia de dissociação do Cl2 =

425 kJ/mol; primeira entalpia de ionização do K = 122 kJ/mol; afinidade eletrônica

do Cl2 = -355 kJ/mol; energia reticular do KCl(s) = -719 kJ/mol

6. Explique por que a energia de rede do óxido de magnésio (3850 kJ.mol-1) é maior

que a do óxido de bário (3114 kJ mol-1), sabendo-se que eles têm arranjos de íons

similares no retículo cristalino.

7. Dependendo da temperatura, o RbCl pode ter a estrutura de sal-gema (NaCl) ou

de cloreto de césio. Qual é o número de coordenação do cátion e do ânion em

cada uma dessas estruturas?

8. Use as regras da razão dos raios e os raios iônicos dados na tabela em anexo

para prever as estruturas do:

(a) PuO2;

(b) FrI;

(c) BeO;

(d) CaO

9. Utilize a equação de Born-Mayer para estimar a energia reticular dos seguintes

sólidos:

(a) NaCl

(b) CaCl2

(c) AgBr



10. Para ionizar Mg(g) para Mg2+(g) é necessário duas vezes mais energia que para

formar Mg+(g). A formação do ânion O2- é endotérmica, enquanto que a formação

do O- é exotérmica. No entanto, o óxido de magnésio é sempre formulado como

Mg2+ O2- ao invés de Mg+ O-.

a) Qual razão teórica pode ser dada para justificar a formulação Mg2+O2-?

b) Sugira um experimento simples para provar que o óxido de magnésio não tem

fórmula Mg+O-.

11. Qual dos seguintes íons exibem maior poder polarizante?

a) K+ ou Ag+

b) Cu2+ ou Ca2+

c) K+ ou Li+

d) Ti2+ ou Ti4+

e) Li+ ou Be2+



Apêndices

Estruturas típicas dos sólidos

Fórmula Exemplo

típico Tipo

Interstício

tetraédrico

Interstício

Octaédrico

Número de

Coordenação

AX

NaCl ecc zero todos 6:6

NiAs ech zero todos 6:6

ZnS blenda ecc metade zero 4:4

ZnS wurtzita ech metade zero 4:4

AX2

CaF2 ecc todos zero 8:4

CdI2 ech zero 1/2 6:3

CdCl2 ecc zero 1/2 6:3

-ZnCl2 ech 1/4 zero 4:2

HgI2 ecc 1/4 zero 4:2

Razões entre raios iônicos

NC Estrutura típica

1:1 1:2 AX AX2

0,225-0,414 4:4 - ZnS (ecc e ech)

0,414-0,732 6:6 6:3 NaCl (ecc) NiAs(ech) TiO2

0,732-1,000 8:8 8:4 CsCl CaF2

Constantes de Madelung

Tipo de Estrutura A

ZnS (Blenda) 1,63806

ZnS (Wurtzita) 1,64132

NaCl (sal gema) 1,74756

CsCl (cloreto de césio) 1,76267

TiO2 (rutilo) 2,408

CaF2 (fluorita) 2,51939

Expoentes de Born Estrutura eletrônica do íon n Exemplos

He 5 Li+, Be

2+

Ne 7 Na+, Mg

2+, O

2-, F

-

Ar 9 K+, Ca

2+, S

2-, Cl

-, Cu

+

Kr 10 Rb+, Br

-, Ag

+

Xe 12 Cs+,

I-, Au

+

Equação de Born-Mayer

12. 2

0

0 0

11

4

NAZ Z eU

r n

-

-

-

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