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Inorgânica Básica Cheat Sheet by

Química inorgânica básica, teorias ácidos e bases, compostos de coordenação, teoria do campo cristalino, português, Brasil.

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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