Apostila Quimica Organica

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Química Orgânica
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ÍNDICE
	
	Página
	A MECÂNICA QUÂNTICA
	3
	
	1- O princípio da incerteza de Heinsenberg
	3
	
	2- Os níveis eletrônicos de energia
	3
	
	3- Os números quânticos
	5
	
	4- As configurações eletrônicas
	5
	
	5- A dualidade partícula-onda do elétron
	6
	
	6- As equações de onda e os orbitais atômicos
	7
	AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
	11
	
	1- A ligação iônica
	11
	
	2- A formação de um composto iônico
	11
	
	3- A ligação covalente
	12
	
	4- A ligação coordenada
	13
	
	5- Ressonância
	13
	
	6- Eletronegatividade, Polaridade e Energia de ligação
	13
	
	7- A ligação metálica
	14
	
	8- As ligações intermoleculares
	15
	
	9- Teoria da hibridação dos orbitais
	17
	
	10- A repulsão dos pares eletrônicos
	19
	
	11- A geometria molecular
	19
	
	12- Teoria da ligação de valência e sobreposição de orbitais
	21
	
	13- Teoria do orbital molecular
	22
	O HIDROGÊNIO
	31
	
	1- A ligação de hidrogênio
	31
	
	2- Ligações na água e no gelo
	31
	
	3- Ligações policêntricas
	31
	
	4- estados de oxidação
	32
	
	5- Momento magnético protônico
	32
	
	6- Algumas aplicações do hidrogênio
	33
	O EQUILÍBRIO QUÍMICO
	34
	
	1- Definição geral de equilíbrio químico
	34
	
	2- A constante de equilíbrio
	35
	
	3- Equilíbrios ácido-base
	35
	
	4- A dissociação da água
	37
	
	5- Hidrólise de íons
	39
	
	6- O pH de soluções de sais
	42
	
	7- O efeito tampão
	42
	
	8- Produto de solubilidade
	44
	A TEORIA ÁCIDO-BASE
	45
	
	1- A teoria de Brönsted-Lowry
	45
	
	2- Ácidos e bases conjugados
	45
	
	3- Força de ácidos e bases
	45
	
	4- A teoria de Lewis
	46
	ESTEREOQUÍMICA DE REAÇÕES
	48
	
	1- Adição de HX ao 1- buteno
	48
	
	2- Halogenação do n-butano
	48
	
	3- Halogenação do 2- buteno
	49
	
	4- Hidrogenação da butanona
	50
	
	5- Racemização por tautomerização
	50
	
	6- Oxidação do ciclopenteno
	51
	
	7- Retenção de configuração
	51
	
	8- Inversão de configuração
	52
	INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA QUÍMICA ORGÂNICA
	53
	
	1- Efeito Indutivo na cadeia carbônica
	53
	
	2- Algumas consequências do Efeito Indutivo
	53
	
	3- Efeito Mesomérico na cadeia carbônica
	55
	
	4- Comparação da força ácida
	56
	AS REAÇÕES ORGÂNICAS
	58
	
	1- Rupturas de ligações
	58
	
	2- Classificação dos reagentes
	59
	
	3- Mecanismos de reações orgânicas
	59
	
	4- Classificação das reações orgânicas
	60
	HIDROCARBONETOS
	65
	
	ALCANOS ou PARAFINAS
	68
	
	ALCENOS ou OLEFINAS
	74
	
	DIENOS
	85
	
	ALCINOS
	90
	HIDROCARBONETOS ALICÍCLICOS
	95
	HIDROCARBONETOS AROMÁTICOS
	101
	Especial: CARBENOS
	110
	ISOMERIA ÓPTICA
	111
	
	1- A luz polarizada
	111
	
	2- A atividade óptica
	112
	
	3- Assimetria e Quiralidade molecular
	112
	
	4- Rotação específica
	113
	
	5- Elementos de simetria molecular
	114
	
	6- Moléculas com mais de um carbono assimétrico
	116
	
	7- Configuração relativa
	116
	
	8- Configuração absoluta
	117
	
	9- Estereoquímica de reações
	120
	
	10- Resolução de racematos
	121
	HALETOS DE ALQUILA /ARILA
	123
	ÁLCOOIS
	134
	FENÓIS
	144
	ÉTERES
	149
	ALDEÍDOS E CETONAS
	152
	ÁCIDOS CARBOXÍLICOS
	161
	ÉSTERES
	170
	ANIDRIDOS E HALETOS DE ÁCIDOS
	174
	AMINAS
	178
	AMIDAS
	181
	NITRILAS E ISONITRILAS
	183
	NITROCOMPOSTOS
	185
	ÁCIDOS SULFÔNICOS
	188
	TIO-COMPOSTOS
	190
	COMPOSTOS HETEROCÍCLICOS
	193
	BIBLIOGRAFIA
	197
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A MECÂNICA QUÂNTICA
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          1- O princípio da incerteza de Heinsenberg
          O princípio da incerteza, desenvolvido pelo físico alemão Werner Heisenberg, estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e a energia de uma partícula tal como o elétron. Isso porque, para se estudar uma partícula, é preciso interagir de alguma maneira com esta partícula. Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um microscópio tão poderoso, capaz de localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento de onda muito menor que o da luz. (Para que um objeto diminuto possa ser visto num microscópio, o comprimento da luz utilizado deve ser menor que o diâmetro do objeto.) Esse supermicroscópio imaginário deveria, para isso, usar raios x ou raios . Mas a energia destas radiações é tão grande que modificaria a velocidade e, consequentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta. O princípio da incerteza pode ser assim interpretado: quanto mais de perto tentarmos olhar uma partícula diminuta, tanto mais difusa se torna a visão da mesma.
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          2- Os níveis eletrônicos de energia
          Segundo a teoria de Bohr, a mecânica quântica deduz um conjunto de níveis de energias eletrônicas quantizadas, que os elétrons podem possuir. 
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          2.1) Orbitais:
          Os orbitais correspondem a regiões do átomo com maior probabilidade de se encontrar determinado elétron (maior manifestação eletrônica). Cada orbital acomoda no máximo dois elétrons e, quando os elétrons ocupam um mesmo orbital, são ditos emparelhados.
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          2.2) Spin eletrônico:
          Evidências de que os elétrons podem apresentar movimento de rotação em dois sentidos diferentes foram obtidas em 1921 pelos físicos alemães Otto Stern e Walther Gerlach. Eles empregaram uma séries de experimentos, como o ilustrado abaixo:
          A experiência reproduzida na figura acima consiste na passagem de um feixe de átomos metálicos, vaporizados, por um campo magnético não-homogêneo. Com alguns metais não houve desvio do feixe, enquanto outros, como o sódio, sofreram desvio. Era sabido que um feixe de partículas como elétrons ou íons, sofre desvio ao passar por um campo magnético. Contudo, átomos não têm carga elétrica. Para explicar esse fenômeno, foram atribuídos aos elétrons dois possíveis sentidos de rotação, chamados spins.
          Um átomo de sódio possui 11 elétrons dos quais 10 estão emparelhados em cinco orbitais. Quando dois elétrons estão emparelhados num orbital, seus spins estão em direções opostas, havendo assim uma compensação de forças magnéticas. Entretanto, o último elétron do sódio está desemparelhado em um sexto orbital, e a força no átomo devido à presença deste elétron produz o desvio do feixe. O fato de que o feixe de átomos é dividido em dois componentes mostra que numa metade dos átomos os spins, inclusive do elétron desemparelhado, estão em uma direção, e na outra metade os spins estão na direção oposta. Os átomos com todos os elétrons emparelhados não sofrem desvio.
                    Em uma terminologia química, dois elétrons com spins em direções opostas são ditos spins antiparalelos . As substâncias que possuem um ou mais elétrons desemparelhados são fracamente atraídas em um campo magnético. Estas substâncias são chamadas paramagnéticas . Aquelas que não possuem elétrons desemparelhados, não sendo, portanto, atraídas em campo magnético, são chamadas diamagnéticas . A intensidade da atração depende, logicamente, do número de elétrons desemparelhados na substância.
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          2.3) Subcamadas ou subníveis de energia:
          Os orbitais em um átomo são agrupados em subcamadas e, na ausência de qualquer campo magnético aplicado externamente, todos os orbitais de uma mesma subcamada têm a mesma energia. Em átomos no seu estado fundamental podem existir quatro tipos de subcamadas, designadas pelas letras s , p , d , f , que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. Costuma-se representar os orbitais nas subcamadas por quadrados como a ilustração abaixo:
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          2.4) camadas ou níveis de energia:
          Um agrupamento de subcamadas forma uma camada ou nível de energia . Todos os elétrons de uma camada estão a mesma distância média donúcleo do átomo. As camadas são numeradas a partir do núcleo (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7...) e podem ser representadas pelas letras K, L, M, N, O, P, Q... respectivamente.
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          3- Os números quânticos
          Para designar a camada, a subcamada e o orbital de um elétron podemos utilizar os números quânticos . Esses números identificam cada elétron do átomo, porém, não existem dois elétrons com o mesmo conjunto de números quânticos (princípio da exclusão de Pauli). 
          Número quântico principal (n) - O número quântico principal, representado por n , indica a camada em o elétron se encontra, e só pode assumir valores inteiros e positivos. 
          Número quântico secundário ou azimutal ( l ) - O número quântico azimutal, representado por l , especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital. Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s , p , d , f .
          Número quântico magnético (m l ) - O número quântico magnético, representado por ml , fornece informações sobre a orientação de um orbital no espaço. Pode assumir valores inteiros de + l a - l . Por exemplo, para uma subcamada d ( l = 2), m pode ser igual a -2, -1, 0, +1 ou +2, cinco valores que correspondem aos cinco orbitais da subcamada d.
          Número quântico spin ( m s ) - O número quântico spin, representado por ms , especifica o spin do elétron e possui valor + 1/2 ou - 1/2. 
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          4- As configurações eletrônicas
          Até hoje são conhecidas sete camadas eletrônicas, e suas subcamadas estão descritas abaixo, no diagrama de Linus Pauling, onde a ordem crescente de preenchimento dos elétrons está indicado pelas setas:
          Os elétrons são distribuídos em um átomo segundo uma regra conhecida como regra de Hund : Ao ser preenchida uma subcamada, cada orbital dessa subcamada recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital dessa subcamada ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron. 
          Veja um exemplo: para o átomo de potássio (19K):
          19K 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3s 1
          Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos:
          Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons. Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5 subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de acordo com a regra de Hund. 
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          5- A dualidade partícula-onda do elétron
          A energia de qualquer partícula está relacionada com a suma massa pela equação E = mc2 , demonstrada por Einstein, onde c é a velocidade da luz no vácuo (constante). A expressão de Planck E=h  relaciona a energia de uma onda com sua frequência. Em 1924, o físico francês Louis de Broglie atentou para o seguinte fato: da combinação das expressões de Einstein e Planck, uma relação é obtida entre a massa de um fóton de energia eletromagnética e sua frequência ou comprimento de onda: mc2 = h  . Como  c =   , encontramos: m  c = h . Substituindo-se c (velocidade da luz) por v (velocidade de um elétron) obtemos a relação de De Broglie:
	  h / mv 
          De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz ao comportamento do elétron. Mais tarde essa hipótese foi demonstrada experimentalmente, sustentando que é possível conseguir a difração dos elétrons. A curvatura ou a reflexão da luz , por meio de ângulos específicos, é obtida quando a luz é transmitida ou refletida por uma grade de difração - uma série de linhas próximas umas das outras, regularmente distanciadas e traçadas na superfície de um plano transparente ou um espelho. O ângulo de difração depende do comprimento de onda da luz. De fato, o fenômeno de difração só pode ser explicado em termos do movimento da onda. A difração da luz se dá quando seu comprimento de onda é aproximadamente igual à distância entre as linhas traçadas.
          O comprimento de onda do elétron é mais de 3 mil vezes menor que o da luz. Logo, traçar uma grade de linhas com distâncias tão pequenas (menos de um milionésimo de polegada) é impossível. Felizmente, grades apropriadas, já prontas para o uso, estão disponíveis na natureza na forma de cristais. Materiais cristalinos podem servir como grade de difração, pois suas camadas de átomos estão situadas muito próximas umas das outras. De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter propriedades ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol e automóveis provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm massas tão grandes comparativamente à constante de Planck (h), que seus comprimentos de onda são extremamente pequenos, e seu caráter ondulatório é desprezível.
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          6- As equações de onda e os orbitais atômicos
          É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação matemática chamada equação de onda . O físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de hidrogênio. Essa equação ficou conhecida como equação de Schrödinger . Segundo Schrödinger, cada solução de uma equação de onda para o elétron em um átomo de hidrogênio, chamada função de onda , corresponde a um nível quantizado de energia, e o uso desta solução possibilita a determinação das propriedades ondulatórias do elétron naquele nível. A função de onda é representada pela letra grega  (psi). Frequentemente usamos um índice para sua identificação. Assim, por exemplo, 2p representa a função de onda para um elétron da subcamada 2p. O valor de  corresponde à amplitude da onda do elétron. Porém, mais importante é o valor de 2 , que de acordo com a mecânica quântica, representa a probabilidade de se encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. Essa probabilidade é dada por unidade de volume, sendo por isso, chamada densidade de probabilidade.
          É importante ressaltar uma coisa: Quando dizemos que a probabilidade se encontrar um elétron 1s em determinada região é zero, não significa que não exista elétrons nesta região. Significa que nesta região um elétron não pode assumir o comportamento de um elétron 1s. Isso porque nessa região o elétron tem outros valores de energia e características ondulatórias diferentes de um elétron 1s. Entretanto, nada impede que exista um elétron 3p nessa mesma região. 
          Os orbitais s - Do gráfico da densidade de probabilidade 21s em função da distância do núcleo, r , observamos que a probabilidade de se encontrar esse elétron é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância ao núcleo, atingindo o zero, quando r =  . A forma da curva da densidade de probabilidade para um elétron s independe da direção, isto é, a probabilidade de encontrar um elétron s diminui com a distância do núcleo, da mesma maneira, em todas as direções. Portanto, podemos dizer que a distribuição da densidade de probabilidade para um elétron s é esfericamente simétrica. 
          Os orbitais p - Como dissemos anteriormente, a subcamada p tem 3 orbitais. No átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma densidade de probabilidade para o elétron. Os orbitais p têm a forma de haltere, com dois lobos separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no espaço. Usando um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas podemos representar os três como: px , py e pz. 
          Os orbitais d - A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados por dx , dy , dz , dx2 - y2 e dz2 . No átomo isolado, todos eles têm energias equivalentes.
          Os orbitais f - Os orbitais f são ainda maiscomplexos que os orbitais d. Eles são importantes apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides. 
 
          Veja abaixo para ver as estruturas tridimensionais dos orbitais:
		
 			
		
 		
	 
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AS LIGAÇÕES QUÍMICAS
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          1- A ligação iônica
          Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e solubilizam-se facilmente em solventes polares. 
           Podemos exemplificar a ligação iônica com um caso típico entre dois átomos hipotéticos - um metal M e um ametal X: como M é um metal, sua energia de ionização é baixa, isto é, é necessário pouca energia para remover um elétron do átomo M. A perda de um elétron por um átomo leva à formação de um íon positivo (cátion). Por outro lado, como X é um ametal, sua afinidade eletrônica é negativa, isto é, possui uma grande tendência em ganhar elétrons e formar um íon negativo (ânion). Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido por M é ganho por X, então todo o processo pode ser representado por:
	       M M+ + e-
      Cl + e- Cl -
   M + X M+ + Cl -   
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          2- A formação de um composto iônico
           A energia de ionização e a afinidade eletrônica são estabelecidas partindo de átomos isolados, no estado gasoso. No entanto, os processos que envolvem a formação de íons gasosos geralmente não são encontrados. Assim, vamos considerar a formação de cloreto de bário a partir dos estados físicos em que as substâncias bário e cloro são normalmente encontradas. Os processos envolvidos podem ser sintetizados num esquema denominado ciclo de Born-Haber. Veja:
Hs - Entalpia de sublimação      
Hd - Entalpia de dissociação     
Hei - Energia de ionização        
Hae - Afinidade eletrônica        
HUo - Energia reticular              
           A etapa em que se cristaliza o cloreto de bário é altamente exotérmica, e a energia reticular liberada (HUo) constitui a força motriz responsável pela formação de BaCl2 sólido a partir de seus elementos no estado natural. 
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          3- A ligação covalente
           A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio da estrutura de Lewis, na qual se distribui os elétrons da camada de valência em torno de cada átomo da ligação. Os elétrons podem também ser substituídos por traços que representam os pares eletrônicos compartilhados. Veja alguns exemplos:
           As diferentes cores usadas para os elétrons de cada átomo acima são importantes para indicar a origem dos elétrons na ligação, isto é, a qual átomo pertence cada elétron do par. A estrutura de Lewis procura mostrar a validade da chamada regra do octeto, que diz que os átomos tendem a se estabilizar completando sua camada de valência com oito elétrons, assemelhando-se à configuração eletrônica de um gás nobre. Tal regra pode ser útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos, mas não se aplica aos elementos de transição. Entretanto, mesmo no grupo de compostos de elementos representativos, existem diversos casos que não seguem a regra do octeto. 
           Por exemplo, considerando a molécula PCl5, na qual o átomo de fósforo é ligado por covalência a cinco átomos de cloro. O número total de elétrons de valência para o fósforo nesse caso é 10, e não 8, como previa a regra do octeto. Os orbitais ocupados pelos cinco pares são o orbital 3s, os orbitais 3p e um orbital 3d. Nesse caso, dizemos que a camada de valência se expandiu, de maneira a acomodar os cinco pares de elétrons. Essa expansão só é possível em átomos que possuem orbitais nd ou (n-1)d que podem ser usados além dos orbitais ns e np. A camada de valência dos elementos do primeiro e segundo períodos não pode ser expandida, porque não existem 1d e 2d e os orbitais 3d não são disponíveis, pois apresentam energia muito alta.
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          4- A ligação coordenada
           As ligações covalentes comuns são efetuadas de maneira que cada átomo contribui com um elétron do par compartilhado. No entanto, quando um átomo não pode mais efetuar ligações covalentes por já ter atingido o seu octeto, pode, se ainda houverem pares disponíveis, efetuar ligações covalentes coordenadas ou dativas, em que o par eletrônico é cedido por apenas um dos átomos da ligação. Essa ligação é feita para completar o octeto do átomo que ainda precisa se estabilizar, e costuma-se representá-la por uma seta, partindo do átomo que cede o par eletrônico para o átomo que o recebe. Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é diferente de uma ligação covalente comum. "Comum" e "coordenada" são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Veja o exemplo abaixo: 
           Perceba que o nitrogênio possui um par eletrônico disponível, apesar de já estar com o seu octeto completo. Esse par eletrônico pode então servir para estabilizar um outro átomo de hidrogênio, que necessita de apenas dois elétrons, adquirindo configuração eletrônica semelhante à do gás nobre hélio.
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          5- Ressonância
           Algumas vezes não é possível representar um composto por uma única estrutura de Lewis. Consideremos a molécula de ozônio (O3), por exemplo:
           A estrutura I apresenta a dupla ligação à direita, e a estrutura II à esquerda. A representação com ambas as estruturas pode ser uma solução válida, porém, não o é, uma vez que evidências experimentais mostram que as ligações entre os oxigênios O - O são equivalentes. Uma ligação dupla é tipicamente mais forte e mais curta que uma ligação simples entre os mesmos átomos. No O3 ambas as ligações possuem a mesma força, e cada uma tem o comprimento de 0,128 nm. Como as estruturas I e II nos levam a esperar uma ligação mais curta que a outra, nenhuma serve para representar a estrutura de Lewis do ozônio. A estrutura da molécula de ozônio é conhecida como um híbrido de ressonância das estruturas I e II e não pode ser representada satisfatoriamente por uma simples estrutura de Lewis. Cada ligação oxigênio-oxigênio não é simples nem dupla, mas intermediária entre essas duas. 
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          6- Eletronegatividade, Polaridade e Energia de ligação
           Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. A atração exercida por um átomo sobre o par de elétrons na sua camada de valência depende da carga nuclear efetiva (a carga nuclear menos o efeito de blindagem das camadas internas) e da distância entre os núcleos e a camada de valência. Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. Quando os átomos ligados por covalência são idênticos não há diferença de eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. Nesse caso, dizemos que a ligação é covalente não-polar. Se houver diferença de eletronegatividade entre dois átomos, a ligação será covalente polar, pois o par eletrônico estará distribuído assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo. 
           O conceito de polaridade também é útil para descrevermos moléculas que exibem uma separação parcial de cargas. Uma molécula não-polar é aquela em que a posição média de todas as cargas positivas coincide com a posição média de todas as cargas negativas. Numa molécula polar existe uma separação de cargas, ou seja, os dois centros de carga não coincidem. Tomemos como primeiro exemplo,a molécula de hidrogênio (H - H): os centros de carga positiva são os dois núcleos. O par eletrônico compartilhado está igualmente distante de ambos, ou seja, se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades com um núcleo e um elétron. Isso significa que entre os dois átomos de hidrogênio não existe diferença de eletronegatividade, portanto, o par eletrônico é igualmente atraído pelos dois átomos. A molécula é apolar.
           A situação é diferente na molécula de cloreto de hidrogênio (H - Cl): agora os centros de carga não coincidem. O centro de cargas negativas se encontra mais próximo do átomo de cloro, que é mais eletronegativo. Se traçarmos um plano que divida a molécula exatamente ao meio, teremos duas metades diferentes. Uma com o núcleo do hidrogênio e outra com o núcleo do cloro e com o par eletrônico compartilhado. Isso significa que, apesar da molécula ser eletricamente neutra, existe um pólo positivo e um pólo negativo. Dizemos que a molécula é polar, ou um dipolo. 
           A polaridade de uma molécula diatômica depende exclusivamente da polaridade de sua ligação. No entanto, em moléculas poliatômicas é preciso levar em conta não só a polaridade de suas ligações, mas também a sua geometria. Consideremos, por exemplo, a molécula de dióxido de carbono (O=C=O): pelo método VSPER podemos predizer que a molécula é linear. (O número estérico do carbono é 2 e não há pares isolados). Entretanto, apesar de todas as ligações carbono-oxigênio serem polares, o CO2 é uma molécula apolar. Isto se deve ao fato do deslocamento da carga eletrônica (em direção ao átomo mais eletronegativo) em uma ligação ser exatamente compensada pelo correspondente deslocamento na outra ligação. Trata-se de uma simples observação da resultante entre vetores. Nestes casos, dizemos que o momento dipolar da molécula é zero. Nas moléculas polares o momento dipolar é diferente de zero.
           Para identificar se uma molécula é polar ou apolar, pode-se utilizar de uma regra prática: Se o número de pares eletrônicos ao redor do átomo central (incluindo os ligantes) for igual ao número de átomos iguais ligados a ele, a molécula será apolar. Caso estes número não coincidam, a molécula será polar. (As ligações dativas, duplas e triplas devem ser contadas como apenas um par eletrônico). Veja alguns exemplos:
	  CCl4
	  4 pares eletrônicos e 4 átomos iguais  
	 apolar
	 CHCl3 
	  4 pares eletrônicos e 3 átomos iguais
	  polar
	   SO3
	  3 pares eletrônicos e 3 átomos iguais
	 apolar
	  HCN  
	  2 pares eletrônicos e 0 átomos iguais
	  polar
	   BF3
	  3 pares eletrônicos e 3 átomos iguais
	 apolar 
	   H2O
	  4 pares eletrônicos e 2 átomos iguais
	  polar
	   NH3
	  4 pares eletrõnicos e 3 átomos iguais
	  polar
OBS: Toda substância simples é apolar.
           A força de uma ligação química é medida pela energia necessária para rompê-la. Uma ligação forte apresenta uma energia de ligação alta. Essa energia é geralmente positiva e é expressa em kJ/mol, ou seja, a energia necessária para a dissociação de um mol de ligações. Apesar dos esforços, é muito difícil medir a energia de ligação de moléculas com mais de dois átomos. Além da dificuldade de se obter dados exatos, a força de ligação entre dois átomos é influenciada pelos outros átomos que estão ligados a eles. Assim, uma energia de ligação média é obtida tirando-se a média das energias de ligação feitas com compostos diferentes que contêm a ligação em questão.
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          7- A ligação metálica
           Num sólido, os átomos estão dispostos de maneira variada, mas sempre próximos uns aos outros, compondo um retículo cristalino. Enquanto certos corpos apresentam os elétrons bem presos aos átomos, em outros, algumas dessas partículas permanecem com certa liberdade de se movimentarem no cristal. É o que diferencia, em termos de condutibilidade elétrica, os corpos condutores dos isolantes. Nos corpos condutores muitos dos elétrons se movimentam livremente no cristal, de forma desordenada, isto é, em todas as direções. E, justamente por ser caótico, esse movimento não resulta em qualquer deslocamento de carga de um lado a outro do cristal. 
           Aquecendo-se a ponta de uma barra de metal, colocam-se em agitação os átomos que a formam e os que lhe estão próximos. Os elétrons aumentam suas oscilações e a energia se propaga aos átomos mais internos. Neste tipo de cristal os elétrons livres servem de meio de propagação do calor - chocam-se com os átomos mais velozes, aceleram-se e vão aumentar a oscilação dos mais lentos. A possibilidade de melhor condutividade térmica, portanto, depende da presença de elétrons livres no cristal. Estudando-se o fenômeno da condutibilidade elétrica, nota-se que, quando é aplicada uma diferença de potencial, por meio de uma fonte elétrica às paredes de um cristal metálico, os elétrons livres adquirem um movimento ordenado: passam a mover-se do pólo negativo para o pólo positivo, formando um fluxo eletrônico orientado no interior do metal. Quanto mais elétrons livres no condutor, melhor a condução se dá. 
           Os átomos de um metal têm grande tendência a perder elétrons da última camada e transformar-se em cátions. Esses elétrons, entretanto, são simultaneamente atraídos por outros íons, que então o perdem novamente e assim por diante. Por isso, apesar de predominarem íons positivos e elétrons livres, diz-se que os átomos de um metal são eletricamente neutros. 
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8- As ligações intermoleculares
          As moléculas de uma substância sólida ou líquida se mantêm unidas através da atração existente entre elas. Quanto maior for a força de atração maior será a coesão entre as moléculas. Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e ebulição da substância. As moléculas dos gases praticamente não exercem forças de atração entre si. Por isso os gases apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir. As forças intermoleculares são classificadas em dois tipos: Força de Van der Waals e Ligação de hidrogênio.
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          8.1) Forças de Van der Waals:
          São divididas em vários tipos, conforme a natureza das partículas:
Íon - Dipolo permanente: Atração entre um íon e uma molécula polar (dipolo).
Íon - Dipolo induzido: Atração entre um íon e uma molécula apolar. O íon causa uma atração ou repulsão eletrônica com a nuvem eletrônica da molécula apolar, causando uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar e provocando a formação de dipolos (induzidos).
Dipolo permanente - Dipolo permanente: Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos (positivo-negativo).
Dipolo permanente - Dipolo induzido: Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu pólo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu pólo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).
Dipolo induzido - Dipolo induzido: Também chamada Força de dispersão de London, é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. Essa força é mais fraca que a do tipo dipolo permanente - dipolo permanente. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebulição. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura. Maior é então, a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas, e mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição. 
       Veja abaixo a representação das principais forças de Van der Waals:
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          8.2) Ligações de hidrogênio:
          Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogêniosão atrações intermoleculares anormalmente intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e devido também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem pólos intensos em volumes muito pequenos.
           As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, o que explica os pontos de ebulição anormalmente altos de moléculas como H2O, NH3 e HF, em relação aos hidretos das respectivas famílias. As moléculas podem apresentar mais de um tipo de força intermolecular, que então se interagem para aumentar a coesão entre as moléculas. Nos álcoois, por exemplo, o metanol (H3C - OH) tem PE = 64,6º C e o etanol (H3C - CH2 - OH) tem PE = 78,4º C. A principal força intermolecular existente entre as moléculas dos álcoois é a ligação de hidrogênio, mas como a molécula de etanol é maior, as dispersões de London são mais intensas. Logo, da interação das duas forças, resulta um maior ponto de ebulição, em relação ao metanol. Outra consideração importante é que, quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.
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          9- Teoria da hibridação dos orbitais
           Para exemplificar essa teoria, vamos utilizar o elemento carbono:
           O átomo de carbono, em seu estado fundamental, apresenta a seguinte configuração eletrônica para seus orbitais: 
	 Estado fundamental do carbono:  
	  
 
   
 
     
     
      
	 
	  1s2        2s2                2p2
         Por esse esquema podemos perceber que só seria possível para o carbono estabelecer duas ligações, uma vez que existem apenas dois elétrons desemparelhados. Experimentalmente, porém, verificou-se que o carbono faz sempre quatro compartilhamentos eletrônicos, e não dois, como era de se esperar. Para explicar esse fato, na década de 1930, surgiu a teoria da hibridação dos orbitais, que não se aplica exclusivamente ao átomo de carbono, mas merece destaque para ele, pois o carbono apresenta vários tipos de hibridação. A partir da sua configuração eletrônica no estado fundamental, o carbono promove um dos elétrons do orbital 2s para o orbital 2pz, que estava "vazio", passando agora para um estado ativado. Veja: 
	 Estado ativado do carbono:  
	  
 
     
 
     
     
     
	 
	  1s2        2s1                2p3
         No estado ativado o carbono pode sofrer três tipos de hibridação, dependendo dos tipos de ligação que ele estabelecerá com outros átomos. 
         Hibridação sp3 do carbono - Esse tipo de hibridação existe no carbono que faz quatro ligações sigma. O termo sp3 designa um orbital híbrido formado a partir de um orbital s e três orbitais p. Veja o estado híbrido sp3 :
	  
	 
	     
	     
	     
	     
	
	  1s2                  2(sp3)4
         O antigo orbital 2s se uniu aos orbitais 2p, formando 4 orbitais sp3 semipreenchidos. Assim, o carbono poderá efetuar quatro ligações sigma. O carbono que faz quatro ligações sigma tem geometria tetraédrica, devido ao ângulo de afastamento entre os pares eletrônicos dos quatro orbitais sp3. Os elementos da família do carbono (silício e germânio) também formam moléculas através desse tipo de hibridação. 
         Hibridação sp2 do carbono - Quando o carbono faz uma dupla ligação, terá, logicamente, três ligações sigma e uma ligação pi. Nesse caso, o carbono sofre hibridação do tipo sp2. Veja o estado híbrido sp2 : 
	  
	 
	     
	     
	     
	     
	
	  1s2               2(sp2)3       2p1
         O orbital 2s se uniu aos orbitais 2p, formando 3 orbitais sp2 e um orbital p semipreenchidos. Assim, o carbono poderá efetuar três ligações sigma e uma ligação pi. Esse carbono tem geometria trigonal plana. 
         Hibridação sp do carbono - Quando o carbono faz uma tripla ligação, terá duas ligações sigma e duas ligações pi. Nesse caso, o carbono sofre hibridação do tipo sp. Veja o estado híbrido sp :
	  
	 
	     
	     
	     
	     
	
	  1s2           2(sp)2         2p2
         O orbital 2s se uniu aos orbitais 2p, formando 2 orbitais sp e dois orbitais p semipreenchidos. Assim, o carbono poderá efetuar duas ligações sigma e duas ligações pi. Esse carbono tem geometria linear. 
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          10- A repulsão dos pares eletrônicos
           Vimos que numa estrutura de Lewis cada par de pontos ao redor de átomo central ou principal representa o par de elétrons de valência que ocupa um orbital de cada átomo. Como os pares eletrônicos se repelem entre si devido a suas cargas, o arranjo mais estável de pares eletrônicos é aquele em que as repulsões entre os pares são as mínimas possíveis. Esse arranjo permite-nos predizer a forma geométrica de uma molécula. O método para determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor de um átomo central numa molécula e, a partir disto, a geometria da molécula, é denominado método VSEPR (pronuncia-se vesper), supõe três teorias:
    Os pares eletrônicos da camada de valência do átomo central numa molécula ou num íon poliatômico tendem a se orientar de forma que sua energia total seja mínima. Isto significa que eles ficam tão próximos quanto possível do núcleo e ao mesmo tempo ficam o mais afastado possível entre si, a fim de minimizar as repulsões.
    A magnitude da repulsão entre pares depende do fato dos pares estarem ou não compartilhados. Se os dois pares estão compartilhados, a repulsão é mais fraca, é intermediária entre um par solitário e um par compartilhado e é mais forte entre dois pares solitários. É fácil entender isto tendo em vista que a nuvem eletrônica de um par compartilhado se espalha além do átomo central devido à atração exercida pelo núcleo do segundo átomo, o que aumenta a distância entre esta nuvem e outros pares eletrônicos ao redor do átomo central e, portanto, reduz as repulsões entre eles. Por outro lado, a nuvem eletrônica de um par solitário se espalha lateralmente e se aproxima mais dos outros pares da camada de valência, o que leva a repulsão mais fortes entre os pares.
    Forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre pares. Quanto maior o ângulo entre dois pares eletrônicos, menor a repulsão entre eles.
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          11- A geometria molecular
           O número de pares eletrônicos ao redor de um átomo (ligações múltiplas são consideradas como um único par eletrônico), solitários ou compartilhados, é o seu número estérico. Esse número determina a orientação espacial dos pares eletrônicos, de acordo com a teoria das repulsões inter-eletrônicas. Principais tipos de geometria molecular.
	     Geometria
	       Valência do átomo central  
	  Hibridação  
	        Exemplos    
	           linear
	           duas ligações covalentes
	         sp
	  BeF4, CdBr2, HgCl2  
	          angular
	  duas ligações e dois pares eletrônicos 
	         sp3
	         H2O, H2S 
	     trigonal plana
	          três ligações covalentes
	         sp2
	   BF3, B(CH3)3, GaI3
	  piramidal trigonal
	     três ligações e um par eletrônico
	         sp3
	         NH3, PCl3
	       tetraédrica
	          quatro ligações covalentes
	         sp3
	     CH4, SiF4, TiCl4
	        quadrado
	 quatro ligações e dois pares eletrônicos  
	        sp2d
	      NiCl4-, PtCl4-
	        gangorra
	   quatro ligações e um par eletrônico
	        sp2d
	              SF4
	 bipirâmide trigonal 
	          cinco ligações covalentes
	        sp3d
	   PCl5, MoCl5, TaCl5
	       octaédrica
	           seis ligações covalentes
	        sp3d2
	   SF6, SbF6-, SiF6-2 
             
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Modelos em 3D:
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
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          12- Teoria da ligação de valência e sobreposição de orbitaisNa maioria dos exemplos mostrados anteriormente, os orbitais dos estados fundamentais (s, p, d, f ) não fornecem diretamente a geometria da molécula. A teoria da ligação de valência supõe que os níveis eletrônicos de energia em um átomo são usados quando o átomo forma uma ligação com um ou mais outros átomos e que um par de elétrons ligados ocupa um orbital em cada um dos átomos simultaneamente, se existir significante sobreposição no espaço. A figura abaixo mostra as superfícies limites dos orbitais 1s de dois átomos que se ligam. 
           A sobreposição no orbital produz uma região em que a densidade de probabilidade eletrônica está diretamente entre os núcleos e em que a região de sobreposição é simétrica em relação ao eixo de ligação. Uma ligação que apresenta essa simetria axial é chamada ligação  (sigma). Um simples par de elétrons compartilhados entre dois átomos é chamado de ligação simples, e como o resultado da sobreposição tem sempre uma simetria axial ou cilíndrica, uma ligação simples é sempre uma ligação , que pode também ser formada pela sobreposição de um orbital s com um orbital p ou de dois orbitais p. Veja:
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13- Teoria do orbital molecular
           A Teoria do Orbital Molecular (TOM) é uma alternativa para se ter uma visão da ligação covalente. De acordo com este enfoque, todos os elétrons de valência têm uma influência na estabilidade da molécula (elétrons das camadas inferiores também podem contribuir para a ligação, mas para muitas moléculas simples, o efeito é demasiado pequeno). A TOM considera que os orbitais atômicos da camada de valência dos dois átomos ligantes deixam de existir quando a molécula se forma, sendo substituídos por um novo conjunto de níveis energéticos que correspondem a novas distribuições da nuvem eletrônica. Estes dois novos níveis são chamados orbitais moleculares. Dois orbitais atômicos se combinam para formar dois orbitais moleculares. As funções de onda dos orbitais atômicos são combinadas matematicamente para produzir as funções de onda dos orbitais moleculares resultantes.
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          13.1) As distribuições espaciais dos orbitais moleculares:
          Para que o processo de formação dos orbitais moleculares seja realmente efetivo é necessário que os orbitais atômicos tenham energias comparáveis e que eles se sobreponham de maneira significativa. A combinação das funções de onda dos orbitais atômicos consiste em uma subtração e uma adição das funções de onda. 
          O orbital molecular formado pela adição das funções de onda de dois orbitais s é representado por s e o orbital atômico formado pela subtração das funções de onda é representado por s*. O contraste entre esses dois orbitais moleculares é gritante. Há obviamente um aumento da densidade eletrônica de carga entre os núcleos no orbital s e um decréscimo na mesma região no orbital s*. Por essa razão, o orbital s é chamado orbital ligante e o orbital s*, orbital antiligante. O primeiro tende a estabilizar a ligação, enquanto o segundo tende a desestabilizá-la. Ambos são chamados orbitais  porque estão centrados e são simétricos ao redor do eixo de ligação. 
          A combinação de dois orbitais p pode produzir resultados diferentes, dependendo de quais orbitais p são usados. Se o eixo x é o eixo de ligação, então os dois orbitais 2px podem se sobrepor apropriadamente se eles se aproximam segundo um único eixo, como é mostrado na figura abaixo. Os orbitais moleculares resultantes constituem, como antes, um orbital ligante (x) com carga eletrônica acumulada, e um orbital antiligante (x*) com decréscimo de carga entre os núcleos. Esses orbitais também são classificados como porque são simétricos ao redor do eixo de ligação. O índice subscrito x é usado para indicar que eles originaram de orbitais px.
          Quando dois orbitais 2py e 2pz se sobrepõem para formar orbitais moleculares, eles o fazem lado a lado, como é mostrado na figura abaixo. Em cada caso, o resultado é um orbital antiligante com quatro lóbulos e um orbital ligante com dois lóbulos. Esses orbitais não são simétricos em relação ao eixo de ligação. Em vez disso, eles possuem duas regiões, em lados opostos ao eixo de ligação, nas quais a densidade da nuvem eletrônica é alta. Isso é caraterístico de um orbital . Observe que, como antes, o orbital ligante permite uma alta concentração da carga eletrônica na região entre os núcleos, enquanto o orbital antiligante mostra uma diminuição da densidade de carga nessa região. Na realidade, cada orbital antiligante tem um plano nodal entre os dois núcleos.
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          13.2) Os diagramas de energia dos orbitais moleculares:
          A energia do orbital molecular antiligante é sempre maior do que a do orbital ligante. No caso de uma molécula diatômica homonuclear, isto é, formada por dois átomos iguais, a relação de energias dos orbitais moleculares entre os orbitais atômicos 1s e os orbitais moleculares resultantess e s* pode ser mostrada pelo diagrama abaixo:
          Consideremos agora a formação dos orbitais moleculares de um par de orbitais atômicos 2px cujos lóbulos estão dirigidos para o eixo de ligação. Novamente temos um par de orbitais moleculares, um ligante (s) e outro antiligante (s*):
          Em seguida observe os orbitais atômicos 2py e 2pz, que se sobrepõem lado a lado. Os orbitais moleculares formados são mostrados a abaixo. A sobreposição py - py é exatamente igual à sobreposição px - px (exceto pela orientação). Assim, formam-se dois conjuntos de orbitais moleculares de mesma energia: os orbitais ye os orbitais z (ligantes) e os orbitais *y e*z (antiligantes).
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          13.3) O preenchimento dos orbitais moleculares:
          Na distribuição eletrônica dos orbitais atômicos os elétrons são adicionados um a um ao diagrama de energia desses orbitais, com o objetivo de se construir a configuração eletrônica dos átomos. Usaremos agora uma técnica semelhante para preencher os orbitais moleculares. Desejamos construir a configuração eletrônica de moléculas diatômicas homonucleares no estado fundamental. Como antes, adicionaremos elétrons a partir da base do diagrama para cima, para os orbitais de maior energia. A molécula mais simples é a de hidrogênio. A figura abaixo mostra o diagrama de energia para os orbitais moleculares da molécula de H2. Os dois elétrons 1s vão constituir um par (de spins opostos) no orbital s (ligante) da molécula. Este par constitui uma ligação simples. A configuração eletrônica da molécula de hidrogênio pode ser escrita como (s)2.
          Consideraremos a seguir, a molécula que poderia ser formada por dois átomos de hélio, cada um dos quais é capaz de fornecer um par de elétrons para a molécula. O total é de quatro elétrons, dois a mais que no H2, de maneira que a distribuição no orbital molecular será a da figura abaixo:
          A configuração eletrônica no estado fundamental na molécula de He2 deveria ser (s)2 (s*)2. Devido ao fato de que o s* (antiligante) está agora preenchido e seu efeito desestabilizador cancela o efeito estabilizador do orbital s, não há, realmente, não há força de atração entre os átomos de hélio devido ao número igual de elétrons ligantes e antiligantes e, assim, a molécula de He2 não existe.
          Na teoria dos orbitais moleculares a ordem de ligação é definida como:
	  elétrons ligantes - elétrons antiligantes  
                              2
          Assim, a ordem de ligação na molécula de H2 é (2-0)/2 = 1. Já na molécula hipotética de He2 a ordem de ligação é (2-2)/2 = 0. O valor da ordem de ligação indica o número de ligações feitas entre dois átomos. 
          Desde que o preenchimento de dois orbitais moleculares  formados a partir dos orbitais 1s está completo, passa-se para os dois orbitais moleculares formados a partir dos orbitais 2s. Estes são similares àqueles que já foram preenchidos. Veja outros dois exemplos: Li2 e Be2.
          Li2 - Essa molécula possui um total de seis elétrons, mas quatrodeles estão na camada K (interna) dos átomos de Li. Os elétrons de valência dos dois átomos de Li são usados para preencher um novo orbital molecular s. Os orbitais atômicos 1s praticamente não são perturbados, e por isso não são mostrados no diagrama. A configuração é muito semelhante à do H2, e a ordem de ligação, que somente pode ser determinada com os elétrons de valência, é 1/2 (2-0) = 1. Representando cada um dos orbitais 1s preenchidos por K (para a camada K), a configuração de Li2 pode ser escrita como: K K (s)2.
          Com uma ordem de ligação igual a 1 é possível prever a existência da molécula de Li2. Moléculas diatômicas de lítio não existem no estado líquido ou sólido, mas são encontradas no estado gasoso.
          Be2 - Considerando a molécula hipotética de Be2, encontraremos uma situação semelhante à do He2. O número atômico do berílio é 4 e dois destes elétrons irão preencher o orbital s* (veja a figura acima). A desestabilização gerada pelo orbital s* preenchido cancela o efeito de estabilização do orbital s. A ordem de ligação é zero e, portanto, a molécula de Be2 não existe. Se existisse, porém, sua configuração eletrônica no estado fundamental seria K K (s)2(s*)2.
          A seguir consideraremos a sequência B2, C2, N2, O2, F2 e Ne2, percorrendo assim, as demais moléculas diatômicas homonucleares do segundo período. Os orbitais moleculares a serem preenchidos são os orbitais ligantes e antiligantes ( e (, representados anteriormente. Entretanto, quando tentamos combinar esses dois diagramas em um, encontramos uma pequena dificuldade: A energia relativa dos orbitais y e z é menor do que a do orbitals do B2 ao N2, porém maior para o resto da sequência, de O2 até Ne2. Assim, as energias dos orbitais moleculares para B2, C2 e N2 são mostradas abaixo na figura a e para O2, F2 e Ne2 na figura b. A diferença principal nas duas figuras a e b é a energia relativa do orbital s quando comparada com as energias dos orbitais y e z. 
          A mudança na sequência de energias dos orbitais moleculares entre N2 e O2 ocorre porque x e x*, nesse caso, têm algum caráter s, fato que ignoramos quando decidimos usar a simplificação, combinação de dois orbitais atômicos para formar dois orbitais moleculares. O caráter s nesses orbitais decresce à medida que a carga cresce no período. Por causa disso a energia de x fica abaixo da energia de y e z no O2.
          B2 - A figura abaixo mostra o preenchimento dos orbitais moleculares para B2 , C2 e N2. Na primeira molécula (B2) há somente um elétron em cada orbital y e z. Como são orbitais ligantes, e como em todos os níveis de energia mais baixos os elétrons antiligantes compensam exatamente os elétrons ligantes. A ordem de ligação é 1 (podemos chamar a ligação de ligação simples, mas talvez ela seja melhor descrita como duas meias ligações). Note que os orbitais y e z têm igual energia, e assim, os dois elétrons não se emparelham no mesmo orbital. Por ocuparem diferentes orbitais, os elétrons podem ocupar regiões diferentes do espaço, evitando um ao outro e reduzindo a repulsão inter-eletrônica. A configuração eletrônica no B2 é escrita como K K (s)2(s*)2(y)1(z)1. A base experimental para essa configuração provém das medidas magnéticas: B2 é paramagnético, e as medidas indicam que existem dois elétrons desemparelhados na molécula. Como o Li2, 0 B2 não é uma molécula que você possa encontrar em um frasco, nas prateleiras do almoxarifado. 0 boro elementar é encontrado como um sólido, no qual o arranjo dos átomos de B é bastante complexo. A temperaturas muito altas, entretanto, as moléculas de B2 podem ser detectadas no estado gasoso. 
          C2 - Adicionando mais dois elétrons (um para cada átomo), obteremos a configuração para o C2, também vista na figura abaixo. Esses elétrons são adicionados aos orbitais y e z, preenchendo-os. Todos os elétrons estão agora emparelhados e, assim, C2 não é paramagnético. A ordem da ligação no C2 é 2, porque há quatro elétrons ligantes a mais na molécula. A configuração eletrônica no C2 é K K (s)2(s*)2(y)2(z)2. Como a ordem de ligação é diferente de zero, o C2 deve existir e, na verdade, ele já foi detectado, a altas temperaturas. 
          N2 - O último preenchimento do diagrama de orbital molecular na figura abaixo é o da molécula de nitrogênio (N2). Ele tem um conjunto de seis elétrons de ligação, que corresponde a uma ordem de ligação igual a 3. Estes elétrons ocupam os orbitais y e z e x, dando ao N2 a configuração K K (s)2(s*)2(y)2(z)2(x)2. A molécula de N2 é, sem dúvida, muito estável e comum. As medidas magnéticas indicam que todos os elétrons estão emparelhados no N2 (não é paramagnético). O modelo de orbital molecular do N2 está de acordo com a teoria da Teoria da Ligação de Valência (TLV) e os seis elétrons dos orbitais y e z e x correspondem aos seis elétrons da estrutura de Lewis.
          O2 - A adição de mais dois elétrons à configuração do N2 leva ao preenchimento dos níveis do O2, como aparece esquerda na próxima figura (abaixo). Observe que esses dois elétrons devem ir para orbitais antiligantes, resultando em um decréscimo na ordem de ligação (de 3, no N2) para 2. O valor mais baixo da ordem de ligação é consistente com o fato de o O2 ter uma energia de ligação menor e uma distância de ligação maior que o N2. A configuração eletrônica do O2 é K K (s)2(s*)2(x)2(y)2(z)2(y*)1(z*)1. Um dos primeiros triunfos da teoria do orbital molecular foi a sua capacidade de mostrar que a molécula de O2 é paramagnética (sua configuração eletrônica mostra que ele tem dois pares de elétrons desemparelhados). Os fatos experimentais indicam que esta molécula é paramagnética e tem uma energia de ligação muito alta e uma distância de ligação muito curta. O modelo de orbital molecular está de acordo com as características magnéticas e de ligação observadas.
          F2 - A adição de mais dois elétrons nos dá o diagrama que é mostrado no centro da figura abaixo. Como os orbitais * estão ambos preenchidos, a ordem de ligação no F2 é igual a 1. Isto está de acordo com os dados experimentais determinados para a energia e o comprimento da ligação, pois ambos são aqueles esperados para uma ligação simples. Além disso, F2 mostra ser diamagnético, o que é consistente com a ausência de elétrons desemparelhados. A configuração do F2 é K K (s)2(s*)2(x)2(y)2(z)2(y*)2(z*)2.
          Ne2 - A adição de mais dois elétrons preenche o orbital x*, reduzindo a ordem de ligação para zero. O estado fundamental para Ne2 nunca foi observado. Se esta molécula existisse, sua configuração eletrônica seria K K (s)2(s*)2(x)2(y)2(z)2(y*)2(z*)2(x*)2. 
          OBS: Moléculas diatômicas contendo átomos diferentes são chamadas heteronucleares. As diferenças de eletronegatividade entre os átomos fazem com que as distâncias de ligação e as energias dos orbitais moleculares sejam diferentes das moléculas diatômicas homonucleares. Em muitos casos, porém, uma molécula diatômica heteronuclear tem a mesma configuração da molécula diatômica homonuclear, que possui o mesmo número de elétrons com a qual é isoeletrônica. Assim, por exemplo, a configuração eletrônica do CO é a mesma do N2.
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O HIDROGÊNIO
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            1- A ligação de hidrogênio          
          A ligação de hidrogênio, também conhecida como ponte de hidrogênio, é um enlace químico em que o átomo de hidrogênio é atraído simultaneamente por átomos muito eletronegativos, atuando como uma ponte entre eles. As ligações de hidrogênio podem existir no estado sólido e líquido e em soluções. É condição essencial para a existência da ligação de hidrogênio a presença simultânea de um átomo de hidrogênio ácido e de um receptor básico. Hidrogênio ácido é aquele ligado a um átomo mais eletronegativo do que ele, de maneira que o seu elétrons sofra um afastamento parcial. Receptor básico é uma espécie química que possua um átomo ou grupo de átomos com alta densidade eletrônica, sendo que o ideal é a presençade pelo menos um par de elétrons livres. A ligação de hidrogênio pode ser de dois tipos:
Intramolecular - Nesse caso a configuração espacial da molécula é favorável à formação da ligação entre um grupo doador e um receptor de prótons dentro da própria molécula. 
Intermolecular - Envolve o grupo doador de prótons de uma molécula e o grupo receptor de prótons de outra molécula. 
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            2- Ligações na água e no gelo
          A molécula de água apresenta dois pares de elétrons ligantes e dois pares não ligantes. O ângulo de ligação esperado seria de 109o28' (geometria angular). No entanto, verifica-se experimentalmente que esse ângulo é de 104o5'. Isso se deve ao fato de que a repulsão existente entre pares eletrônicos não ligantes é mais intensa do que entre pares ligantes (veja melhor em ligações químicas), o que causa um fechamento do ângulo de ligação.
          No estado sólido as moléculas de água se agrupam de maneira a formar tetraedros (unidas por ligações de hidrogênio) e dispõem-se linearmente, em camadas. Por se rearranjarem em tetraedros, as moléculas de água no gelo ocupam um volume maior, o que causa uma diminuição da sua densidade, já que d = m/V. Isso explica o fato de uma pedra de gelo flutuar na água. 
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            3- Ligações policêntricas
          O hidrogênio pode formar ligações especiais com elementos que possuem baixa densidade eletrônica, como o boro, com o qual pode formar o composto BH3. Este, porém, é instável à temperatura ambiente, e é substituído pelo composto de fórmula B2H6 (borano), com uma estrutura esquematizada abaixo:
          Como cada ligação envolve três núcleos atômicos, esse tipo de ligação é dito tricentrada. Cada linha vermelha tracejada é uma ligação que envolve apenas um elétron. Assim, os pares eletrônicos do hidrogênio fazem parte também dos átomos de boro.
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            4- Estados de oxidação
          O hidrogênio poder ter dois estados de oxidação: +1 e -1. O primeiro ocorre quando ele se liga a elementos mais eletronegativos. O hidrogênio com carga positiva corresponde a um próton, e como se trata de um cátion de volume extremamente pequeno, sua carga elétrica é mais intensa e, consequentemente, gera um maior campo elétrico, o que lhe confere alto poder polarizante. O estado de oxidação negativo ocorre quando o hidrogênio se liga a elementos menos eletronegativos (geralmente metais). Os compostos mais importantes em que o hidrogênio adquire carga -1 são chamados hidretos.
          Os hidretos podem ser:
          Covalentes ou moleculares - São formados quando o hidrogênio se liga a elementos com eletronegatividade próxima à sua. Estes hidretos geralmente são líquidos ou gases. Ex: SiH4 (silano), PH3 (fosfina), AsH3 (arsina).
          Iônicos ou salinos - São formados quando o hidrogênio se liga a metais alcalinos ou alcalino-terrosos (com exceção do berílio e do magnésio). Os hidretos do grupo IA são mais reativos do que os do grupo IIA, e esta reatividade cresce se formos descendo em um mesmo grupo. Estes hidretos possuem elevado ponto de fusão.
          Metálicos ou intersticiais - São formados quando o hidrogênio se liga a elementos do grupo d ou f. Apresentam brilho metálico, conduzem corrente elétrica, possuem propriedades magnéticas e são menos densos que os metais que lhes deram origem. A densidade mais baixa se deve ao fato de ocorrer uma expansão da nuvem eletrônica na ligação entre o metal e o hidrogênio (lembre-se que d=m/V e quanto maior o volume menor a densidade).
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            5- Momento magnético protônico
          De acordo com a mecânica quântica proposto por Heisenberg, quando dois átomos de hidrogênio se unem para formar uma molécula de H2, pode ocorrer que o movimento de rotação dos núcleos (spins) tenham o mesmo sentido ou sentidos opostos. Se tiverem o mesmo sentido, serão chamados de orto-hidrogênios e se tiverem sentidos opostos serão chamados de para-hidrogênios. Isto vale para qualquer molécula diatômica homonuclear (átomos iguais). Veja maiores explicações sobre o fenômeno de acoplamento spin-spin de átomos de hidrogênio na Espectrometria de RMN 1H.
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            6- Algumas aplicações do hidrogênio
Em maçaricos: o oxídrico (com temperatura em torno de 2700o C) e o atômico (com temperatura em torno de 5000 o C - esse tipo de maçarico regenera o hidrogênio molecular) 
Redutor na metalurgia - evita a oxidação do metal 
Síntese da amônia 
Combustível 
Bomba de hidrogênio 
Hidrogenação de óleos vegetais 
Gasolina sintética 
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O EQUILÍBRIO QUÍMICO
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          1- Definição geral de equilíbrio químico
          Uma das razões pelas quais as propriedades de um sistema em equilíbrio são muito importantes é que todas as reações tendem a alcançar um equilíbrio. De fato, se permitirmos, todas as reações químicas atingem um estado de equilíbrio, embora isso nem sempre seja evidente. Às vezes dizemos que uma reação química foi "completada", mas rigorosamente falando, não existem reações que consumam 100% dos reagentes. Todos os sistemas que reagem alcançam um estado de equilíbrio, no qual permanecem pequenas quantidades de reagentes que estão sendo consumidos, até que seja quase impossível de se medir. 
          Considere a seguinte reação:   CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)
          Suponha que certa quantidade de CO2 e H2 estão contidas em um recipiente hermeticamente fechado e que disponhamos de um instrumento que nos permita acompanhar o desenvolvimento da reação. Após o início da reação, percebemos que as concentrações dos reagentes (CO2 e H2) diminuem e que as dos produtos (CO e H2O) aumentam. (Todas essas concentrações aumentam e diminuem na mesma proporção, já que a relação estequiométrica de todas as substâncias envolvidas, em razão mol por mol, é de 1:1). Veja abaixo o gráfico que representaria esse equilíbrio químico:
          Considerando que a reação se inicia no instante t0, as concentrações dos reagentes diminuíram e as dos produtos aumentaram. Veja, pelo gráfico, que as variações de concentração vão se tornando menos acentuadas desde o início da reação até o instante t3, em que o equilíbrio foi atingido. Isso significa que as velocidades de troca se tornam menores com o passar do tempo. No tempo t0 somente pode ocorrer a reação no sentido da formação dos produtos: A + B C + D (reação direta). Entretanto, após certo tempo, quando significativa quantidade de produto já foi formada, pode se iniciar a reação no sentido contrário, ou seja, de se regenerar os reagentes: C + D A + B (reação inversa). A velocidade da reação direta diminui com o tempo, devido ao decréscimo de reagentes (menor número de choques efetivos). Ao mesmo tempo, a velocidade da reação inversa aumenta, por causa do aumento da concentração dos produtos.
          Finalmente, em t3, a velocidade da reação direta diminui e a da reação inversa aumenta, a ponto de se igualarem. A partir daí não há mais variação das concentrações de reagentes e produtos, uma vez que estes são formados e consumidos em velocidades iguais:
CO2 (g) + H2 (g) CO(g) + H2O(g)
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          2- A constante de equilíbrio
          Considere a seguinte reação genérica: aA + bB cC + dD. Chamaremos as velocidades das reações direta e inversa de V1 e V2, respectivamente. As equações que representam essas velocidades são:
V1 = K1 [A]a [B]b
          V2 = K2 [C]c [D]d
          K1 e K2 são as constantes de velocidade, também chamadas constantes cinéticas, das reações direta e inversa, respectivamente. No equilíbrio dinâmico, temos que V1 = V2, ou seja: K1 [A]a [B]b = K2 [C]c [D]d. Desta relação, resulta que:
	    
          Ke é a constante de equilíbrio, e seu valor só é constante a uma temperatura determinada. Variando-se a temperatura, o valor da constante se altera. A partir do valor de Ke, pode-se ter uma idéia do rendimento de uma reação: um valor grande de Ke indica um alto rendimento, já que, pela definição, Ke é a relação entre as concentrações dos produtos e as concentrações dos reagentes; logo,quanto maior o valor de Ke maior deverá ser o valor do numerador (produtos) em relação ao denominador (reagentes). Isto signififca que a quantidade dos produtos formada no final da reação (equilíbrio) é superior à de reagentes remanescentes.
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          3- Equilíbrios ácido-base
          3.1) A dissociação de ácidos fracos:
          Sabemos que os ácidos fortes são aqueles que, em solução aquosa, têm praticamente 100% de suas moléculas dissociadas em íons. A porcentagem de moléculas não dissociadas é desprezível. Já os ácidos fracos não se dissociam totalmente. Assim, para estes últimos é possível calcular uma constante que irá relacionar a quantidade de moléculas dissociadas e a quantidade de moléculas não-dissociadas, quando o sistema atinge o equilíbrio. Essa constante de equilíbrio é chamada de constante de dissociação (Kd), e, como estamos tratando de ácidos, a chamaremos de Ka. No caso de ácidos fortes, não faz sentido esse tipo de relação, já que praticamente 100% de suas moléculas estão dissociadas.
          A equação proposta por Arrhenius para a dissociação de um ácido HA é:  HA(aq) H+(aq) + A-(aq)
          Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato do ácido transferir um próton para a água:
HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq)
          A condição desse equilíbrio é escrita como [H3O+][A-] / [HA][H2O]. No entanto, como a concentração de moléculas de água permanece constante, ou seja, não influi nos cálculos da equação HA H+ + A-, o equilíbrio pode ser escrito como [H+][A-] / [HA]. Isto seria o mesmo que considerar o íon H3O+ apenas como H+ (que é a espécie que realmente importa), mas como não existe o próton na sua forma livre, devemos saber que H+ está sob a forma de H3O+. Portanto, a constante de dissociação (Ka) para um ácido fraco HA pode ser definida como:
	  Ka = [H+][A-] / [HA]  
          A força de um ácido, isto é, seu grau de ionização em solução, é indicada pela magnitude de sua constante de dissociação (Ka). Quanto mais fraco o ácido, menor será o valor de Ka. No caso de ácidos polipróticos, ou seja, ácidos que possuem mais de um hidrogênio ionizável, irão existir mais de uma constante de dissociação. Isto porque a ionização de um ácido poliprótico ocorre em etapas, e cada etapa terá um valor para Ka. Veja como exemplo o ácido sulfuroso:
H2SO3(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HSO3-(aq)     Ka1 = 1,3 x10-2
HSO3-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + SO32-(aq)        Ka2 = 6,3 x 10-8
          Podemos generalizar que a saída de um próton de um ácido poliprótico torna-se cada vez mais difícil, ou seja, o primeiro próton é liberado com mais facilidade em relação ao segundo e assim, sucessivamente (perceba que o valor de Ka diminui). Isto ocorre porque, com a saída do primeiro próton, a base conjugada tende a recapturar o próton cedido, simultaneamente à saída do segundo.
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          3.2) A dissociação de bases fracas:
          A dissociação de uma base fraca em solução aquosa é semelhante à de um ácido fraco, exceto pelo fato de que a atenção é focalizada para a produção de íons OH-. Se considerarmos uma base fraca BOH qualquer, pela definição de Arrhenius a sua dissociação será escrita como: BOH(aq) B+(aq) + OH-(aq)
          Já a equação proposta por Brönsted-Lowry enfatiza o fato da base agir como receptora de um próton da água:
BOH(aq) + H2O(l) BH+(aq) + OH-(aq)
          A condição do equilíbrio é escrita como [BH+][OH-] / [BOH]. Portanto, a constante de dissociação para uma base fraca BOH (chamamos de Kb) pode ser definida como:
	  Kb = [BH+][OH-] / [BOH]  
          Podemos abordar um caso interessante, envolvendo a substância amônia (NH3). À temperatura e pressão ambientes a amônia é um gás muito solúvel em água, com a qual forma uma solução básica. Acreditava-se, no passado, que a amônia reagia com a água formando uma base fraca de Arrhenius, de fórmula NH4OH (hidróxido de amônio). Apesar de hoje em dia ainda se considerar uma solução aquosa de amônia como hidróxido de amônio, sabe-se que moléculas NH4OH não existem, pois elas não só não podem ser isoladas como substância pura, como também pode ser demonstrado que estas moléculas não existem nem em solução. Por isso, a amônia é tratada como uma base de Brönsted-Lowry:
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
          Para essa reação a condição do equilíbrio (Kb) é: [NH4+][OH-] / [NH3]
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          4- A dissociação da água
          4.1) Produto iônico da água (Kw):
          A água pura apresenta uma condutividade elétrica definida, ainda que muito baixa, como consequência da sua habilidade de sofrer uma autodissociação, que pode ser escrita como:
H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq)
          A condição do equilíbrio é dada por [H3O+][OH-] / [H2O]2. No entanto, como a concentração de moléculas de água é essencialmente constante, podemos simplificar a expressão, escrevendo apenas [H+][OH-], que é conhecida como Kw (constante de dissociação da água ou produto iônico da água). O valor dessa expressão é constante, e pode ser calculado experimentalmente. À temperatura de 25 oC, independentemente de a água ser destilada ou suja e lamacenta, o produto das concentrações de do íon H+ e do íon OH- é sempre constante e vale 1,0 x 10-14. A soma [H+] + [OH-], portanto, deve sempre resultar 1,0 x 10-14 mol/L.
	  Kw = [H+][OH-] = 1,0 x 10-14  
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          4.2) pH e pOH:
          Como [H3O+][OH-] é uma constante, podemos dizer que estas duas concentrações são "balanceadas" uma em relação à outra, isto é, quando uma aumenta a outra diminui e vice-versa. Isso nos permite calcular a concentração de uma a partir da outra, já que sabemos o valor do produto: 1,0 x 10-14 mol/L. Por exemplo, numa solução 0,02 M de HCl, quais seriam as concentrações dos dois íons? Veja:
          O HCl é um ácido forte e por isso está totalmente dissociado. Como a estequiometria da reação de ionização do ácido (HCl H+ + Cl-) é 1:1:1, se a concentração de HCl é 0,02 M, a concentração de H+ na solução é também 0,02 M. Agora, de posse do valor de [H+], encontramos facilmente a concentração de OH-:
          [H+][OH-] = 1,0 x 10-14    [0,02][OH-] = 1,0 x 10-14  
          [OH-] = (1,0 x 10-14) / (2,0 x 10-2)    [OH-] = 5,0 x 10-13 mol/L
          A concentração hidrogeniônica [H+] em uma solução pode variar de mais de 10 mol/L a menos de 1 x 10-15 mol/L. Porém, não faz muito sentido considerar medidas concentrações altíssimas ou baixíssimas de íons H3O+. Assim, foi convencionada uma faixa de concentrações [H+], de acordo com o produto iônico da água, entre 1,0 mol/L e 1,0 x 10-14 mol/L. Soluções com [H+] acima de 1 mol/L já são ácidas demais para terem sua força ácida medida, isto é, a quantidade de espécies H+ em solução é mais do que suficiente para que a solução seja considerada fortemente ácida. Por outro lado, concentrações de H+ abaixo de 1,0 x 10-14 mol/L são pequenas demais para serem consideradas, ou seja, são desprezíveis.
          Usualmente, para se medir a força ácido-básica de uma solução, utiliza-se uma escala de pH, que varia de 0 a 14. O pH é definido como o logaritmo negativo da concentração hidrogeniônica [H+]. Assim, os valores 0 e 14 significam, respectivamente, concentrações 1,0 mol/L e 1,0 x 10-14 mol/L, já que -log (1,0) = 0 e -log (1,0 x 10-14) = 14. Com o conceito de pH podemos introduzir outro: o pOH que, por analogia, é definido como o logaritmo negativo da concentração hidroxiliônica [OH-]. A soma de pH + pOH sempre resultará 14. Por isso, se o pH de uma solução é 3,2 seu pOH é 10,8 e vice-versa.
          Podemos então classificar as soluções em três tipos, em relação à sua força ácido-básica:
Soluções ácidas - A concentração de íons H3O+ é superior a de íons OH-  (pH < 7) 
Soluções básicas - A concentração de íons H3O+ é inferior a de íons OH-  (pH = 7) 
Soluções neutras - A concentração de íons H3O+ é igual a de íons OH-  (pH > 7) 
          Nos cálculos de problemas envolvendo pH, geralmente usa-se a seguinte sequência: É fornecida a concentração hidrogeniônica da solução, como,por exemplo, 3,2 x 10-4 mol/L. Pela propriedade dos logaritmos tem-se que: -log (3,2 x 10-4) = - (log 3,2 + log 10-4). Lembre-se que logbbc = c; assim: log 10-x = -x. Pode-se ainda fornecer a concentração hidroxiliônica da solução para, a partir dela, calcular-se o pH. 
          Veja alguns exemplos de problemas envolvendo pH e pOH (use, se for preciso, uma calculadora científica para os cálculos de logaritmos):
1) Calcule o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 1,0 x 10-3 mol/L.
          pH = -log (1,0 x 10-3) = - (log 1 + log 10-3) = - (0 - 3,0) = 3,0
2) Calcule o pH de uma solução de HCl cuja concentração hidrogeniônica é 4,6 x 10-3 mol/L.
          pH = -log (4,6 x 10-3) = - (log 4,6 + log 10-3) = - (0,66 - 3,0)= 2,34
3) Calcule o pH de uma solução de NaOH de concentração 2,0 x 10-2 mol/L.
          A concentração que foi dada é de espécies NaOH e não de íons H3O+. Sabemos que o NaOH é uma base forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é NaOH Na+ + OH-. Assim, pela proporção 1:1:1, a concentração de íons OH-será igual à concentração de espécies NaOH dada no problema. Logo, temos que [OH-] = 2,0 x 10-2 mol/L. Agora, fazemos a seguinte operação:
          [H+][OH-] = 1,0 x 10-14    [H+][2,0 x 10-2] = 1,0 x 10-14   
          [H+] = (1,0 x 10-14) / (2,0 x 10-2)    [H+] = 5,0 x 10-13 mol/L
          Com o valor de [H+] calculamos o pH da solução:
          pH = -log (5,0 x 10-13) = - (log 5 + log 10-13) = - (0,7 - 13,0) = 12,3
4) Calcule o pH de uma solução de H2SO4 de concentração 2,5 x 10-3 mol/L.
          A concentração que foi dada é de espécies H2SO4 e não de íons H3O+. Sabemos que o H2SO4 é um ácido forte e, por isso, encontra-se completamente ionizada em solução. A equação que descreve esse processo é H2SO4 2 H+ + SO42-. Assim, pela proporção 1:2:1, a concentração de íons H+ será duas vezes a concentração de espécies H2SO4 dada no problema. Logo, temos que [H+] = 5,0 x 10-3 mol/L. Com o valor de [H+] calculamos o pH da solução:
          pH = -log (5,0 x 10-3) = - (log 5 + log 10-3) = - (0,7 - 3,0) = 2,3
5) Qual a concentração hidrogeniônica de uma solução cujo pH é 11,68 ?
          Desta vez temos que fazer a operação inversa:
          [H+] = antilog (-pH) = 10-pH   antilog (-11,68) = 10-11,68 = 2,1 x 10-12 mol/L
          A definição de pH como sendo -log [H+] foi estendida para outros casos. Desse modo, podemos falar em pKa, pKb etc. É muito comum encontrarmos valores de pKa para ácidos e pKb para bases. O pKa de um ácido HA é -log Ka, ou seja, -log ([A-][H+] / [HA]). Para uma base MOH, o pKb é -log Kb, ou seja, -log ([M+][OH-] / [MOH]).
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          5- Hidrólise de íons
          Hidrólise é um termo útil, oriundo da definição de Arrhenius de ácidos e bases, e significa "quebra pela água". A hidrólise é uma reação entre um ânion ou um cátion e a água, com fornecimento de íons OH- ou H+ para a solução. 
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          5.1) Hidrólise de ânions:
          A hidrólise de um ânion A- pode ser representada como: A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH-(aq). A reação consiste na remoção de prótons das moléculas de água para formar moléculas de HA e íons hidróxidos, tornando a solução básica. Segundo Arrhenius, esta reação ocorre porque HA é um ácido fraco. Em outras palavras, afirmar que HA é um ácido fraco equivale a afirmar que a ligação na molécula de HA é suficientemente forte para evitar que esta molécula se dissocie completamente. A hidrólise do ânion ocorre quando A- é uma base suficientemente forte para remover um próton da água e estabelecer o equilíbrio acima. 
          Um ácido fraco de Arrhenius é o produto da hidrólise de um ânion e quanto mais fraco for esse ácido maior o grau de hidrólise do ânion. Por exemplo, pode-se prever que o ânion cianeto (CN-) hidrolise mais que o fluoreto (F-), porque HCN é um ácido mais fraco do que HF. (Ka HCN = 1,0 x 10-10 e Ka HF = 6,7 x 10-4). Quanto mais fraco um ácido, mas fortemente seu próton está ligado à molécula e, consequentemente, maior a tendência de seu ânion hidrolisar para formar a molécula do ácido. Pela definição de Brönsted-Lowry, quanto mais fraco o ácido, mais forte será sua base conjugada (veja mais detalhes em teoria ácido-base). 
          Quando o ânion A- hidrolisa, o seguinte equilíbrio é estabelecido: A-(aq) + H2O(l) HA(aq) + OH-(aq) e a condição para esse equilíbrio é: [HA][OH-] / [A-]. O valor desse equilíbrio é denominado constante de hidrólise ou constante hidrolítica, e representado por Kh. Os valores dessas constantes raramente são dadas em tabelas, uma vez que é muito fácil calculá-los a partir de outros valores de constantes. Veja a dedução:
          Multiplicando-se o numerador e o denominador da condição de equilíbrio anterior, por [H+], obtemos: Kh = [HA][OH-][H+] / [A-][H+]. Mas perceba que [OH-][H+] é igual a Kw e que [HA] / [A-][H+] é o inverso de Ka. Assim, simplificando, temos: Kh = 1/Ka . Kw. Para ânions, portanto, a constante de hidrólise é dada por:
	  Kh = Kw / Ka  
          Ka é a constante de dissociação de um ácido fraco formado durante a hidrólise. Como estas constantes são bastante conhecidas e facilmente disponíveis e o valor de Kw é constante (10-14), fica fácil calcular o valor de Kh para ser usado num cálculo de hidrólise. Veja um exemplo de problema:
Calcule o pH e a percentagem de hidrólise em uma solução aquosa de NaCN 1,0 mol/L (25 oC).
          NaCN é um sal solúvel em água e por isso está totalmente dissociado, formando Na+ (1,0 mol/L) e CN-(1,0 mol/L). Sabemos que o íon de sódio não hidrolisa (NaOH é uma base forte) e que o cianeto hidrolisa (HCN é um ácido fraco). A equação da hidrólise do cianeto é  CN-(aq) + H2O(l) HCN(aq) + OH-(aq)  e a condição para esse equilíbrio é dada por [HCN][OH-] / [CN-] = Kh. Podemos calcular facilmente o valor de Kh:
          Da tabela de Ka para ácidos fracos retiramos o Ka para o HCN (4,0 x 10-10):
          Kh = Kw / Ka    Kh = (1,0 x 10-14) / (4,0 x 10-10)    Kh = 2,5 x 10-5
          Agora suponhamos que seja y o número de mols de cianeto que hidrolisa por litro. Assim, no equilíbrio temos:
          [HCN] = y
          [OH-] = y
          [CN-] = 1,0 - y
          Substituindo na condição de equilíbrio, obtemos: [y][y] / (1,0 - x) = 2,5 x 10-5
          Admitiremos que y é um valor muito inferior a 1, já que o HCN é um ácido muito fraco e, por isso, pouquíssimas moléculas estão dissociadas, ou seja, existem pouquíssimas espécies iônicas em solução. Assim, desprezamos a diferença 1,0 - y, e tratamos o denominador apenas como 1,0. A equação fica assim: y2 = 2,5 x 10-5    (para facilitar) y2 = 25,0 x 10-6    y = 5,0 x 10-3  (*)
          [H+] = Kw / [OH-]    [H+] = (1,0 x 10-14) / (5,0 x 10-3) = 2,0 x 10-12 mol/L
          Cálculo do pH: -log (2,0 x 10-12) = - (log 2 + log 10-12) pH = 11,7
          Percentagem de hidrólise [(mols de CN- hidrolisados / total de mols de CN-) x 100]:  (5,0 x 10-3 / 1,0) x 100 = 0,5%
(*) OBS: Para se extrair a raiz quadrada de um radicando do tipo A x 10-b faz-se = (raiz de A) x (raiz de 10-b), sendo que raiz quadrada de 10-b é igual a 10-b/2
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          5.2) Hidrólise de cátions:
          A hidrólise de um cátion M+ pode ser representada como: M+(aq) + H2O(l) MOH(aq) + H+(aq). A reação forma moléculas de MOH e íons hidroxônio, tornando a solução ácida. Segundo Arrhenius, esta reação ocorre porque MOH é uma base fraca. Em outras palavras, afirmar que MOH é uma base fraca equivale a afirmar que a ligação na molécula de MOH é suficientemente forte para evitar que esta molécula se dissocie completamente. 
          Quando o cátion M+ hidrolisa, o seguinte equilíbrio é estabelecido: M+(aq) + H2O(l) MOH(aq) + H+(aq) e a condição para esse equilíbrio é: [MOH][H+] / [M+]. Como já vimos anteriormente, a constante de hidrólise (Kh) pode ser calculada a partir de Kw e da constante de dissociação do eletrólito fraco. Para hidrólise de cátions, tem-se a seguinte relação:
	  Kh = Kw / Kb  
          Kb é a constante