Química Inorgânica
Por: 30061994 • 1/10/2015 • Trabalho acadêmico • 2.591 Palavras (11 Páginas) • 329 Visualizações
- 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
- 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
Espécie | Duros | Fronteira | Macios |
Ácidos | H+,Li+,Na+,K+ Be2+,Mg2+,Ca2+ Cr3+,Al3+,BF3 | Fe2+,Co2+,Ni2+, Cu2+,Zn2+,Pb2+, SO2,BBr3 | Cu+,Ag+,Au+,Ti+, Hg+,Pd2+,Cd2+, Pt2+,Hg2+BH3 |
Bases | F-,OH-,H2O,NH3 (CO3)2-,NO3-,O2- (SO4)2-, (PO4)3- | NO2-,(SO3)2-,N3- N2,SCN-,Br- | H-,R-,CN-,CO,I-, SCN,R3P,R2S, RSH |
- 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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