Química Inorgânica

• Ácidos e Bases
• Arehenius (só em meio aquoso) Se uma subst. reage com a água e fornece íons para o meio: H+ (ácido) OH- (base)
• Brosted-Lowry – Ácido (doa o próton H+) Base (recebe o próton H+) / Água é uma substancia anfiprótica atua como

base e ácido de Bronsted. Representação de um H em água = íon hidrônio poliatômico H30+.

• Ácido conj. de uma base é a espécie formada quando um próton é ganho. (+ forte a base + fraco é o ácido conj.)
• Base conj. de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton. (+ forte o ácido + fraca é a base conj.)
• Ka + forte o ácido /// pka = -log Ka
• Ácido e base forte: quase completamente ionizadas em água (+ doador de prótons). Fraco: pouco ionizadas em água.
• Ácidos polipróticos é a substância que pode doar mais do que um próton. (H2S) Uma 2ª desprotonação um próton

deve se separar de um centro com uma carga + negativa do que na 1ª.

• Força dos ácidos dependem de: quebra da ligação H---A e formação da ligação H---OH2
• Metal→< raio + acido → ligado ao O /// Grupo →> raio + ácido → ligado ao H
• ------> F em um período, quanto > EN de A mais forte é o ácido H---A: o átomo mais EN atrai fortemente o H tanto

que o H fica deficiente em elétrons e se rompe e o átomo mais EN fica com o par de elétrons. (HF

• ----> I em um grupo quanto mais fraca a ligação H---A mais forte é o ácido: > raio não atrai muito o H→ sai + fácil
• Metal com água: > menor o raio, ligação com o O + forte, ligação O—H + fraca, libera o H mais facilmente.
• > NOX + ácido + forte + carga → forte atração de elétrons + fácil liberar o H
• Regra de Pauling (prevê o pKa) = OpE(OH)q, pKa = 8-5p/ ácidos polipróticos: q>1 aumenta em 5 unidades a cada

desprotonação. p (número de O sem H) / E átomo central / q (número de O com H)

• Lewis: Ácido (recebe par de elétrons) Base (doa par de elétrons) → Pode ser aplicada em sistemas que não há

transferência de H+. (BF3 → + ácido de Lewis.

• Pearson: Ácidos e bases duros e macios (identificados pela estabilidade termodinâmica dos complex. que o formam)
• Ácido duro ligam-se na ordem: I
• Ácido (recebe par de elétrons) Base (doa par de elétrons) -
• Ácido duro: (< raio átomo pequeno < densidade eletrônica + duro) (> NOX + duro)
• Ácido macio: (> raio átomo grande > densidade eletrônica + macio) (< NOX + macio)
• Base dura: (< raio > EN) > NOX + duro → baixa polarizabilidade e elevada EN
• Base Macia: (> raio + polarizável + fácil de distorcer)<  NOX → elevada polarizabilidade e baixa EN

• Estabilidade (K formação)- S>N>O → metais com + elétrons d → + macios, maior
• O>N>S → metais com nenhum ou pouco elétrons d→ + duros, pequenos
• Sistema Solvente – Todo solvente é capaz de sofrer um processo de auto ionização, gerando o cátion (ácido) e o

ânion (base). // Ácido (aumenta a concentração de cátion no solvente) Base ( aumenta a concentração de ânion)

• HCl, H2SO4 e HNO3 em água: > tendência de doar o próton que o H30+. Em solução aquosa o íon H3O+ é o ácido

+ forte que pode existir (água: efeito nivelador) //// O ácido acético (é menos basico) que a água, sendo assim é

possível diferencial as forças do HCl, H2SO4 e HNO3 (ácido acético: efeito diferenciador)

• Para avaliar a força de um ácido deve-se usar uma base mais fraca que a conjugada do ácido.
• Lux-Flood: Ácido (recebe o ânion óxido O2-) Base (doa o ânio O2-)
• Usanovich: Ácido ( espécie capaz de reagir com base doando cátions ou aceitando ânios ou elétron)
• Base (espécie capaz de reagir com ácido, doando ânions ou combinando-se com cátions)

• TOM
• Lewis e TLV → Todos os elétrons do O estavam emparelhados, devia ser diamagnética, não explica a variação do

comprimento de ligação e a energia de ligação quando ganha ou perde elétrons, nem as espécies deficiente em

elétrons e não explica os espectros eletrônicos das moléculas.

• TOM: Orbitais moleculares passam a existir, com novas energias e tem propriedades da molécula como um todo,

todos os elétrons de valência tem influencia na estabilidade da molécula. Orbitais atômicos se combinam para

formar orbitais moleculares por combinação linear.

• No átomo: orbitais s, p, d e f. // Nas moléculas orbitais σ, π e δ.
• OML – Aumenta a densidade eletrônica na região internuclear: > atração núcleo-elétron: menor energia no sistema
• OMAL – Diminui a densidade eletrônica na região intermolecular (repulsão núcleo-núcleo): maior energia
• OMNL – Superposições nulas → não se superpõe → simetria não apropriada → energias muito diferente →

não pertencem ao mesmo nível de valência  → Conservam-se as características de OA

• Esp. Semelhantes > O. L. (núm. de pares de elétrons compartilhados)< comprimento da ligação > Energia
• O comprimento de ligação diminui à medida que a carga positiva aumenta
• O comprimento da ligação aumenta à medida que a carga negativa aumenta.
• TOM – OL = ½ (e OML – e OMAL)
• Orbitais moleculares são policêntricos (mais de um núcleo)
• Ligação covalente -orbitais externos de mais de um átomo se superpõem, concentra a densidade eletrônica no

núcleo, quando isso ocorre a energia total do sistema diminui e a molécula é mais estável.

• Interferência construtiva (superposição positiva) / Interferência destrutiva (superposição negativa)
• OA → OM (energias compatíveis e ter simetria)
• Orbital σ: cilindricamente simétrico em relação ao eixo internuclear, não muda de sinal quando gira 180° (frontal)
• Orbital π: não tem simetria cilíndrica em relação ao eixo internuclear, muda de sinal quando gira 180° (lateral)
• Núm. AO = Núm. de OM / OMAL possui um plano nodal perpendicular ao eixo internuclear, situado entre os núcleos.
• OML – mesmo número de planos nodais / OMAL – aumenta um plano nodal
• Formação da molécula leva a uma diminuição da energia do sistema, os elétrons ocupam orbitais mais estáveis
• Moléculas diatômicas homonucleares: Li2, H2 / Para se superpor→ ter simetria e não ter muita diferença de energia
• OL = (n° de e- em OML) – (n° de e- em OMAL)
• Moléculas tipo C2, Li2 = σ σ*/ π1π2 σ π3*π4*σ* (se misturam, diferença de energia entre 2s e 2p é pequena)
• Exceções: F2 e O2 = σ σ*/ σπ1π2  π3*π4*σ* (não se misturam, diferença de energia entre 2s e 2p é grande )
• EIOV (2s) – EIOV (2p) = Δ EIOV (> 13 não se misturam) (< 13 se misturam)
• Mesmo período > n° atômico (+ prótons)> Energia de ionização
• Elementos mais eletronegativos são mais estáveis (ficam mais embaixo) > valor na tabela + embaixo
• Energia de e- em orbitais é negativa, poq no infinito a E. pot. do elétron é = 0 / + estável →< E.pot.
• Ionizar é remover o elétron de maior energia para o infinito tornar a E. pot. desse elétron = 0
• Os OA e os OM mais estáveis são os que estão mais abaixo (energia mais negativa) no diagrama de níveis de energia
• A espécie com menor energia de ionização é a que tem o orbital mais em cima preenchido, + fácil retirar o eletron.
• Diamagnéticas –fracamente repelidas por um campo magnético. Elétrons emparelhados.
• Paramagnéticas – fortemente atraídas por campos magnéticos. Elétrons desemparelhados. + e desemp. + paramag.
• > n° de planos nodais – estável é o orbital
• Lumo→ primeiro desocupado /// Homo → último ocupado
• Quando a OL< 1 → deficiente em elétrons → B2H6

• Ácidos e Bases
• Arehenius (só em meio aquoso) Se uma subst. reage com a água e fornece íons para o meio: H+ (ácido) OH- (base)
• Brosted-Lowry – Ácido (doa o próton H+) Base (recebe o próton H+) / Água é uma substancia anfiprótica atua como

base e ácido de Bronsted. Representação de um H em água = íon hidrônio poliatômico H30+.

• Ácido conj. de uma base é a espécie formada quando um próton é ganho. (+ forte a base + fraco é o ácido conj.)
• Base conj. de um ácido é a espécie gerada após a perda de um próton. (+ forte o ácido + fraca é a base conj.)
• Ka + forte o ácido /// pka = -log Ka
• Ácido e base forte: quase completamente ionizadas em água (+ doador de prótons). Fraco: pouco ionizadas em água.
• Ácidos polipróticos é a substância que pode doar mais do que um próton. (H2S) Uma 2ª desprotonação um próton

deve se separar de um centro com uma carga + negativa do que na 1ª.

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