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ácidos e bases restritos à água
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ÁCIDOS
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BASES
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liberam H+ em (aq)
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liberam OH- em (aq)
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força ácida:
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nº O - nº H ionizáveis = 0 (fraco)
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hidrácidos [ ácido ...ídrico ]
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[ hidróxido de ...]
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não depende mais de soluções aquosas
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ÁCIDOS
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BASES
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cede prótons H+
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recebe prótons
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ka =[A][H3O+]/[HA]
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ÁCIDOS
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BASES
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aceita pares de elétrons
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doa pares de elétrons
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cátios (atração)
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ânions
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octeto incompleto (gera orbitais livres)
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moléculas neutras com pares não eletrônicos
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expansão do octeto [S]
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ligates no átomo central (H2O)
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|1. formação de complexo ou aduto [A+B=AB]
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Reações ácido-base de LEWIS
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|2. deslocamento
[BA+C=B+AC] |
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3. metátese (dupla troca)
[AB+CD=AD+CB] |
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Ácido
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Base
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Brosted-Lorwy
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doar prótons
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receber prótons
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ÁCIDOS
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diferença de eletrogenatividade
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mais ácido
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quanto mais fraca ligação H-X
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quanto mais estável a base conjugada
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quanto maior a polarização
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ÁCIDOS BINÁRIOS [HI, HF]
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tamanho do átomo
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H ligado em átomos grandes é mais ionizável (pois a ligação fica mais fraca)
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mesmo período
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átomos do mesmo período tem raios próximos e não causam muita diferença na força da ligação
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maior a polaridade
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maior a ionização
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OXIÁCIDOS [YOH]
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se Y = metal
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ligação Y-OH ionica, mais fácil a ruptura Y-OH do que YO-H
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se Y = ametal
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quanto maior a eletronegatividadde de Y (mais polar), maior a acidez do H
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eletronegativos adicionais
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elementos eletronegativos ligados no Y ajudam a polarizar molécula
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ÁCIDOS DE LEWIS
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maior força ácida
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quanto mais disponível um orbital vazio
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átomos centrais com carga +
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BASES
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maior basicidade
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maior nº de pares de elétrons não ligantes
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quanto mais localizado e-, mais fácil ele ser atacado, aumentando basicidade
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BASES DE LEWIS
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maior basicidade
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mais e- disponíveis
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(g)
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NH3<(CH3)NH2<(CH3)2NH<(CH3)3NH2
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(aq)
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NH3<(CH3)3NH2<(CH3)NH2<(CH3)2NH (maior solvatação, mais estável, mais básico)
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força indutiva
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força retiradora de e- torna a molécula menos básica
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ressonância
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diminui a disponibilidade de e-
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Conceito de Pearson
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DURO: menos polarizável
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↓raio ↑carga
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MACIO: mais polarizável
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↑raio ↓carga
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1. átomos mais eletronegativos prendem mais o e-para si
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duro
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2. substituintes que retiram a densidade e-
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duro
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3. ressonância dispersa a nuvem e-
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macio
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nº de coordenação
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nº de átomos ligados por lig. covalente coordenada no átomo central
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espécie central:
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ácidos de lewis, cátions, metais
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espécie ligante:
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bases de lewis, par de e- não comparilhado, ânions
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NC=2
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linear [180º]
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íons 1+ grupo 11, d10
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NC=3
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trig. planar [120º]
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íons 1+, grupo 11-12, d10
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NC=4
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tetraédrica [109,5º]
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d0-d10 (centro↓ ligante↑)
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quad. planar [90º]
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d8 ou s1d7
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NC=5
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bipirâmde trig. [120º]
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↓ diferença de energia
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em solução, com ligantes monodentados o complexo é fluxional = pseudo rotação de Berry
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||
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NC=6
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octaédrica [90º]
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d0- d9
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prisma trig., antiprisma
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Zr2+; W4+; Mo4+
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NC=7
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prisma trig. ecapuzado, bipirâmide pentag., octaédro encapuzado
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4d,5d e orbitais f
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NC=8
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cubo, dodecaedro trigonal
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muita repulsão no vértice
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NC=9
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prisma trigonal triencapuzado
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orbitais f
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ISÔMEROS ESTRUTURAIS
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ligação
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1.ionização
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troca da esfera interna pela externa
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[CoBr(NH3)5]SO4↔[Co(SO4)(NH3)5]Br
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2.hidratação ou solvatação
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[CrCl(OH2)4]Cl ^. 2(H2O)
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3.coordenação
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[Cr(NH3)6][Co(CN)6] ↔
[Cr(CN)6][Co(NH3)6] |
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4.ligação
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ligantes ambidentados (CN é mono)
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[X-SCN] ↔ [X-NCS]
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ESTÉREOISÔMEROS
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arranjo espacial
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1.geométrico
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diásteroisômero (imagem não especular)
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cis-trans
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fac-mer (octa. com 3lig. iguais)
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2.ótico
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complexos quirais
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enantiômeros
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da identidade do íon metálico;
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COR
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estado de oxidação (NOX);
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dos tipos de ligantes coordenados ao metal.
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MAGNETISMO
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⇵ diamagnético
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↑ paramagnético
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