Arrhenius
ácidos e bases restritos à água |
ÁCIDOS |
BASES |
liberam H+ em (aq) |
liberam OH- em (aq) |
força ácida: |
nº O - nº H ionizáveis = 0 (fraco) |
hidrácidos [ ácido ...ídrico ] |
[ hidróxido de ...] |
formam soluções eletrolíticas: ácido + base -> água + sal
Bronsted-Lowry
não depende mais de soluções aquosas |
ÁCIDOS |
BASES |
cede prótons H+ |
recebe prótons |
ka =[A][H3O+]/[HA] |
A reação sempre acontece com um ácido e um base no meio, assim, a capacidade de ionização de um depende de seu conjugado e da outra substância.
Anfótera/Anfiprótica: dependendo do meio pode ser ácido ou base.
Lewis
ÁCIDOS |
BASES |
aceita pares de elétrons |
doa pares de elétrons |
cátios (atração) |
ânions |
octeto incompleto (gera orbitais livres) |
moléculas neutras com pares não eletrônicos |
expansão do octeto [S] |
ligates no átomo central (H2O) |
| |
|1. formação de complexo ou aduto [A+B=AB] |
Reações ácido-base de LEWIS |
|2. deslocamento
[BA+C=B+AC] |
| |
3. metátese (dupla troca)
[AB+CD=AD+CB] |
Força de Acidez e Basicidade
| |
Ácido |
Base |
Brosted-Lorwy |
doar prótons |
receber prótons |
Se um ácido tem grande tendência em doar H+, a sua base conjugada tem pouca tendência em receber H+. Ácido forte -> Base fraca
Estrutura x Força
ÁCIDOS |
| |
diferença de eletrogenatividade |
mais ácido |
quanto mais fraca ligação H-X |
| |
quanto mais estável a base conjugada |
| |
quanto maior a polarização |
ÁCIDOS BINÁRIOS [HI, HF] |
tamanho do átomo |
H ligado em átomos grandes é mais ionizável (pois a ligação fica mais fraca) |
mesmo período |
átomos do mesmo período tem raios próximos e não causam muita diferença na força da ligação |
maior a polaridade |
maior a ionização |
OXIÁCIDOS [YOH] |
se Y = metal |
ligação Y-OH ionica, mais fácil a ruptura Y-OH do que YO-H |
se Y = ametal |
quanto maior a eletronegatividadde de Y (mais polar), maior a acidez do H |
eletronegativos adicionais |
elementos eletronegativos ligados no Y ajudam a polarizar molécula |
ÁCIDOS DE LEWIS |
maior força ácida |
quanto mais disponível um orbital vazio |
| |
átomos centrais com carga + |
Regra de Pauling: usada para medir a força de oxiácidos mononucleares.
OpE(OH)q -> pKa = 8-5p
HNO3 = O2N(OH)1
Estrutura x Força
BASES |
maior basicidade |
maior nº de pares de elétrons não ligantes |
| |
quanto mais localizado e-, mais fácil ele ser atacado, aumentando basicidade |
BASES DE LEWIS |
maior basicidade |
mais e- disponíveis |
(g) |
NH3<(CH3)NH2<(CH3)2NH<(CH3)3NH2 |
(aq) |
NH3<(CH3)3NH2<(CH3)NH2<(CH3)2NH (maior solvatação, mais estável, mais básico) |
força indutiva |
força retiradora de e- torna a molécula menos básica |
ressonância |
diminui a disponibilidade de e- |
Ácidos e Bases Duros e Macios
Conceito de Pearson |
DURO: menos polarizável |
↓raio ↑carga |
MACIO: mais polarizável |
↑raio ↓carga |
1. átomos mais eletronegativos prendem mais o e-para si |
duro |
2. substituintes que retiram a densidade e- |
duro |
3. ressonância dispersa a nuvem e- |
macio |
D-D: ligação de caráter iônico acetuado, pq temos grande dif. de eletronegatividade
M-M: ligação covalente acentuado
Compostos de Coordenação
nº de coordenação |
nº de átomos ligados por lig. covalente coordenada no átomo central |
espécie central: |
ácidos de lewis, cátions, metais |
espécie ligante: |
bases de lewis, par de e- não comparilhado, ânions |
Estrutura Compostos de Coordenação
Geometria Compostos de Coordenação
NC=2 |
linear [180º] |
íons 1+ grupo 11, d10 |
NC=3 |
trig. planar [120º] |
íons 1+, grupo 11-12, d10 |
NC=4 |
tetraédrica [109,5º] |
d0-d10 (centro↓ ligante↑) |
| |
quad. planar [90º] |
d8 ou s1d7 |
NC=5 |
bipirâmde trig. [120º] |
↓ diferença de energia |
| |
em solução, com ligantes monodentados o complexo é fluxional = pseudo rotação de Berry |
NC=6 |
octaédrica [90º] |
d0- d9 |
| |
prisma trig., antiprisma |
Zr2+; W4+; Mo4+ |
NC=7 |
prisma trig. ecapuzado, bipirâmide pentag., octaédro encapuzado |
4d,5d e orbitais f |
NC=8 |
cubo, dodecaedro trigonal |
muita repulsão no vértice |
NC=9 |
prisma trigonal triencapuzado |
orbitais f |
|
|
Isomeria Compostos de Coordenação
ISÔMEROS ESTRUTURAIS |
ligação |
1.ionização |
troca da esfera interna pela externa |
| |
[CoBr(NH3)5]SO4↔[Co(SO4)(NH3)5]Br |
2.hidratação ou solvatação |
[CrCl(OH2)4]Cl ^. 2(H2O) |
3.coordenação |
[Cr(NH3)6][Co(CN)6] ↔
[Cr(CN)6][Co(NH3)6] |
4.ligação |
ligantes ambidentados (CN é mono) |
| |
[X-SCN] ↔ [X-NCS] |
ESTÉREOISÔMEROS |
arranjo espacial |
1.geométrico |
diásteroisômero (imagem não especular) |
| |
cis-trans |
| |
fac-mer (octa. com 3lig. iguais) |
2.ótico |
complexos quirais |
| |
enantiômeros |
DICAS:
1.tetraédricos podem ter ótico
2.quadrado planar - cis-trans
3.complexos bipiramidais trigonais e pirâmides de base quadrada não se pode estabelecer isômeros (são fluidos)
4.octaédricos =
[MA6] [MA5B] - nada
[MA4B2] - cis-trans
[MA3B3] - fac-mer
[MA2B2C2] - todos trans, um trans dois cis, todos cis (gera enantiômeros)
Cor e Magnetismo - Complexos
| |
da identidade do íon metálico; |
COR |
estado de oxidação (NOX); |
| |
dos tipos de ligantes coordenados ao metal. |
MAGNETISMO |
⇵ diamagnético |
| |
↑ paramagnético |
O olho enxerga a cor refletida ou a cor complementar à que foi absorvida.
Teoria do Campo Cristalino - TCC
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