Química Inorgânica

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Química Inorgânica
Modelo atômico
-Demócrito: Acreditava que tudo seria formado por partículas minúsculas indivisíveis, chamados de átomo (a – não; tomo – partes).
-Dalton: Bola de bilhar; esfera maciça, indivisível e indestrutível.
-Thomson: Pudim de passas; Átomo possui carga positiva, porém também possui cargas negativas; descobrimento dos elétrons.
-Rutherford: Sistema solar; descobre que o átomo é formado por um núcleo e a eletrosfera.
-Rutherford-Bohr: Se mantem o modelo de “sistema solar”, porém é acrescentada a energia quântica, na qual Bohr defende que os elétrons giram em torno do núcleo em orbitas quantizadas e que os elétrons se conformam de forma estacionaria, pois giram na mesma orbita, o que os impedem de cair.
- Schrodinger: Modelo mais atual, acrescentou ao modelo Rutherford-Bohr o fato que os elétrons não giram em órbitas circulares, mas sim em órbitas elípticas, onde em certos momentos estão mais próximos do núcleo e em outros mais distantes.
Energia de ionização
É a energia mínima necessária para retirar um elétron de um átomo ou íon no estado gasoso. 
Na prática, o mais importante é primeiro potencial de ionização ou primeira energia de ionização, que corresponde à remoção do primeiro elétron. Ela costuma ser a menor energia de ionização, pois como esse elétron é o mais afastado do núcleo, a sua força de atração com o núcleo é a menor, precisando de menos energia e sendo mais fácil removê-lo. 
Além disso, com a perda de elétrons, o raio atômico diminui e o íon fica cada vez mais positivo, portanto, a atração com o núcleo fica mais forte e, consequentemente, será necessária mais energia para retirar o próximo elétron e assim sucessivamente.
Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização.
Regra do octeto
A regra consiste em que em uma ligação química um átomo tende a ficar com oito elétrons em sua camada de valência no estado fundamental, semelhante a um gás nobre.
Para que os átomos apresentem a camada de valência completa é preciso realizar ligações químicas com objetivo de doar, receber ou compartilhar elétrons.
Os átomos tendem a compartilhar elétrons até adquirir uma configuração estável, ou seja, a camada de valência completa.
Quando o átomo possui oito elétrons na camada de valência, ele alcança a sua estabilidade. Isso quer dizer que não se ligará a outros átomos, pois não apresenta tendência a ganhar ou perder elétrons.
Excessões: 
contração do octeto: os elementos que com menos de oito elétrons na camada de valência já se tornam estáveis, como o Berílio (Be), ele torna-se estável com apenas quatro elétrons na última camada, já o Boro (B) e o Alumínio (Al) tornam-se estáveis com seis elétrons na camada de valência.
expansão do octeto: possuem mais camadas eletrônicas, eles possuem também mais orbitais disponíveis para receber elétrons, como o Fósforo (P) e o Enxofre (S). O fósforo pode receber até 10 elétrons e o enxofre 12 elétrons.
Carater das ligações químicas
Ligação iônica: É caracterizada por um de seus átomos ter que “ceder” elétrons e o outro “receber” elétrons para atingirem a regra do octeto.
cede elétrons → fica positivo → cátion
recebe elétrons → fica negativo → ânion
Ligação covalente: É caracterizada átomos que estão próximos da estabilidade, ou seja, adquirir elétrons, logo compartilham.
O que ocorre é um emparelhamento de elétrons, isto é, a formação de um ou mais pares de elétrons que serão compartilhados pelos dois átomos.
Essa ligação irá formar moléculas (e não íons, como no caso anterior).
Fórmula Eletrônica ou de Lewis		Fórmula Estrutural		Fórmula Molecular	
				
Ligação metálica: Pelo fato de possuírem uma baixa eletronegatividade, os metais perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma “nuvem eletrônica” que mantém os íons metálicos sempre unidos, formando-se, assim, a chamada ligação metálica, ou seja, a ligação metálica ocorre entre metais.
Eletronegatividade
É uma grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma comparação entre a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elétrons. Além disso, ela é uma propriedade periódica, uma vez que, à medida que o número atômico aumenta, ela adquire valores semelhantes para intervalos regulares. Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a forma mais conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling.
Eletropositividade
Capacidade que um átomo apresenta de perder elétrons quando está ligado a outro átomo.
Essa capacidade está intimamente relacionada com três fatores importantes:
1. Raio atômico: quanto maior for o raio atômico, maior será a eletropositividade. Se o átomo é grande, a força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia é pequena, o que torna a perda do elétron mais fácil.
2. Período: quanto menor for o número atômico, maior será a eletropositividade. Isso ocorre porque, se o número de elétrons no núcleo é pequeno, a força de atração tende a ser menor, facilitando a perda do elétron. Assim, nos períodos da Tabela Periódica, a eletropositividade cresce da direita para a esquerda.
3. Família: quanto maior for o número atômico e o número de níveis, maior será a eletropositividade. Nas famílias da Tabela Periódica, os elementos localizados abaixo uns dos outros apresentam maior número atômico e maior número de níveis em seus átomos, o que favorece uma menor força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia. Assim, nas famílias da tabela periódica, a eletropositividade cresce de cima para baixo.
Polarizabilidade
Polarizabilidade é a capacidade para formar dipolos instantâneos. A polarizabilidade geralmente se refere à tendência da matéria, quando submetida a um campo elétrico, de adquirir um momento de dipolo elétrico em proporção a esse campo aplicado. Quando sujeitos a um campo elétrico, os elétrons carregados negativamente e os núcleos atômicos carregados positivamente estão sujeitos a forças opostas e sofrem separação de carga. 
Relação diagonal
Consiste numa relação da Tabela Periódica na qual certos elementos do segundo período têm uma grande semelhança química com os seus vizinhos na diagonal do grupo seguinte no terceiro período.
A razão desta relação é uma combinação das tendências para aumentar de tamanho para baixo no grupo e para diminuir ao longo do período e, um efeito semelhante, mas invertido, na eletronegatividade.
Esta relação observa-se em particular nos seguintes pares: lítio e magnésio; berílio e alumínio e boro e silicato.
Estrutura de Lewis
Para determinar a estrutura de Lewis de cada molécula, devemos realizar os seguintes passos.
1- Determinar o número de elétrons de valência de cada átomo.
2- Determinar a posição dos átomos na estrutura: o átomo central é sempre o de menor eletronegatividade, e átomos monovalentes (que fazem apenas uma ligação) posicionam-se na extremidade.
3- Compartilhar os pares de elétrons dos átomos ao redor do átomo central, completando o octeto.
4- Se faltarem elétrons para completar o octeto, deve-se fazer duplas ou triplas ligações.
Carga formal
A carga formal de um átomo é a carga que ele teria se as ligações fossem perfeitamente covalentes e o átomo tivesse exatamente a metade dos elétrons compartilhados nas ligações. Em outras palavras, considera-se o número de elétrons que o átomo deveria ter na molécula, o que inclui os elétrons compartilhados e os pares de elétrons isolados (não ligantes).
Assim, a diferença entre esse número de elétrons que o átomo deveria ter na molécula e o número de elétrons de valência do átomo livre é a carga formal. Isso pode ser expresso por meio da seguinte fórmula matemática:
Carga formal = V - (L + ½ S)
V = quantidade de elétrons de valência do átomo livre;
L = quantidade de elétrons presentes nos pares isolados (não ligantes) do átomo na estrutura;
S = quantidade de elétrons compartilhados pelo átomo na estrutura.
Depois de realizar esse cálculo, a carga formal que estiver mais próxima de zero será a que possui maior probabilidade de existência real.
Estruturasde ressonância
Regras para Desenhar Estruturas de Ressonância 
1. Somente elétrons movem-se. 
2. Somente elétrons π e pares de elétrons não compartilhados movem-se. 
3. O número total de elétrons na molécula não muda. 
4. O número de elétrons emparelhados e desemparelhados não muda.
Os elétrons podem ser movidos dos seguintes modos: 
1. Mova elétrons π em direção à uma carga positiva ou à uma ligação π. 
2. Mova o par de elétrons não compartilhado em direção à uma ligação π. 
3. Mova um único elétron não ligante em direção à uma ligação π.
Geometria molecular
Estrutura dos orbitais s, p, d e f