Quimica Geral 1 - Russel.pdf

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M + (g) + X - (g) [M + X - ](g)
Esta força de atração eletrostática entre os íons do par é conhecida como ligação
iônica.
Pares iônicos não são incomuns; eles podem ser encontrados em alguns gases a
temperaturas muito altas e em soluções concentradas que contêm íons. Ligações iônicas são
mais comumente encontradas em sólidos iônicos, que não possuem pares iônicos. Como
veremos na Seção, 9.5, estes sólidos são formados por arranjos regulares de um grande
número de cátions e ânions unidos entre si por ligações iônicas. Por exemplo, uma amostra de
cloreto de sódio sólido, NaCl, consiste em muitos íons Na + e Cl - que não estão arranjados aos
pares e sim ordenados em três dimensões, como é mostrado na Figura 8.1. Nesta estrutura,
cada íon Na + tem seis íons Cl - como vizinhos mais próximos; da mesma maneira, a
vizinhança mais próxima de cada Cl - consiste em seis íons Na + . (Ver Figura 8.2.) Então cada
Na + forma não somente uma, mas seis ligações iônicas, e o mesmo acontece com cada Cl -. O
fato de cada um dos dois íons estar rodeado pelo mesmo número de contraíons, ou seja, íons
de carga oposta, é coerente com a relação estequiométrica de um para um da fórmula empírica
do NaCl.
AS ESTRUTURAS DE LEWIS DOS ÁTOMOS
Em 1916, o químico norte-americano G.N. Lewis desenvolveu um método de colocar
os elétrons em átomos, íons e moléculas. Este método faz uso de diagramas, agora chamados
de estruturas de Lewis. A estrutura de Lewis para um átomo consiste no seu símbolo químico
rodeado por um número de pontos (ou algumas vezes de o ou x; ver Seção 8.2)
correspondentes ao número de elétrons da camada de valência do átomo. Como o sódio tem
apenas um elétron de valência, sua estrutura de Lewis é:
Na .
(O ponto pode ser colocado à esquerda, à direita, acima ou abaixo do símbolo.)
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