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Apostila de Inorgânica

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núcleos 
vizinhos, como os do cátion. 
3) Cargas elevadas(em módulo), em qualquer um dos íons, favorece a covalência. 
Como foi visto, a carga elevada aumenta o poder polarizante do cátion e também a 
polarizabilidade do ânion. 
4) O poder polarizante de cátions sem a configuração de gases nobres favorece a 
covalência. 
Este é um aspecto interessante. Os cátions sem a configuração de gases nobres, 
são, normalmente, elementos dos blocos d ou f da Tabela Periódica. Neste caso, a 
péssima blindagem dos orbitais do tipo d e/ou f causa um grande aumento na carga 
nuclear efetiva destes cátions. A consequência é que o poder polarizante é ainda maior 
que de um cátion com configuração de gás nobre. 
 
5.6 – Hidrólise de Cátions 
 Uma vez que grande parte da química é feita em meio aquoso, temos que 
conhecer as propriedades dos compostos neste meio. O estudo da dissociação em meio 
aquoso trouxe vários conceitos novos e muito importantes para o dia a dia da química. O 
mais importante destes conceitos é, sem dúvida, o de ácidos e bases. O Sueco Svante 
Arrhenius definiu um ácido como composto que, em água, liberava íons H+, enquanto uma 
base liberaria íons OH–. Mais de 20 anos depois, o dinamarquês Johannes N. Brønsted e 
o inglês Thomas M. Lowry, separadamente, formularam novas idéias sobre ácidos e 
bases. O conceito de ácido é de uma substância capaz de doar um próton (comumente 
tratado como o íon H+) enquanto a base é a substância que irá acomodar o próton. Como 
as reações ácido-base de Brønsted-Lowry são reações em equilíbrio, pode-se determinar 
as constantes de destes equilíbrios ácido-base e então montar uma escala, chamada de 
pH, para classificar as substâncias como ácidas, neutras ou básicas. No meio aquoso, um 
ácido segundo Brønsted e Lowry se comporta da seguinte forma: 
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HA + H2O H3O+ + A– (12) 
 
enquanto uma base apresentaria a seguinte reação: 
 
B + H2O HB+ + OH– (13) 
 
 Considere o ânion A–, a base conjugada do ácido HA na reação (12). Ao 
dissolvermos um sal MA em água, o ânion A– sofrerá um processo que chamamos de 
hidrólise salina, representado na equação abaixo (considerando que M+ é um íon 
espectador). 
 
A– + H2O HA + OH– (14) 
 
 Da mesma forma, o ácido conjugado HB+ sofrerá uma hidrólise se um sal HBX for 
dissolvido em água (considerando X– um íon espectador): 
 
HB+ + H2O H3O+ + B (15) 
 
 Na reação (14) a hidrólise foi do tipo básica enquanto na reação (15) a hidrólise foi 
ácida. Se, por exemplo, o sal fosse formado pelo cátion HB+ e o ânion A– teríamos os dois 
tipos de hidrólise acontecendo. Mas, nem todos os cátions e ânions apresentam reações 
de hidrólise. Por exemplo, as bases conjugadas de ácidos fortes não se comportam como 
o ânion A–. O mesmo se aplica para cátions de bases fortes: não apresentam hidrólise. No 
entanto, o processo de hidrólise para os cátions é mais sutil que para os ânions. A 
questão vai além de ser derivado de uma base forte ou fraca. Por exemplo, como se 
explica uma solução de cloreto férrico ou de alumínio ter pH ácido? 
 Quando um sólido iônico é dissolvido em um solvente, há a quebra da ligação 
entre cátion e ânion, mas também há a formação de ligações entre soluto e solvente. Isto 
é, os cátions e os ânions formam ligações (em grande parte intermoleculares) com o as 
moléculas solvente, o que chamamos de solvatação. Quando o solvente é a água, 
chamamos este processo de hidratação. A água é um solvente sabidamente polar, então, 
sua parte positiva, os hidrogênios, se aproxima dos ânions enquanto a parte negativa, o 
oxigênio, interage com os cátions. Para os cátions há a formação de compostos 
chamados de complexos aquo-íons, normalmente na proporção de um cátion para seis 
moléculas de água como mostra a Figura 26. É a partir desses aquo-íons que o fenômeno 
de hidrólise acontece. 
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M
H2O
H2O OH2
OH2
OH2
OH2
n+
[M(H2O)6]
n+
 
Figura 26. Um aquo-íon de um cátion de carga n, com número de coordenação igual a seis. 
 
 Dependendo das características do cátion Mn+, a interação com o oxigênio da água 
pode ser intensa. Tão intensa a ponto de o oxigênio preferir uma ligação com o cátion do 
que com um dos hidrogênios. O mecanismo do processo é muito simples. Quanto mais o 
cátion atrair o par de elétrons, isto é, quanto maior for o poder polarizante do cátion, mais 
intensa será a interação. Conforme a interação cátion-oxigênio se torna forte, a ligação 
oxigênio-hidrogênio enfraquece, até que a ligação se rompe, liberando um íon H+ para o 
meio. Isto faz do aquo-íon [M(H2O)6]n+ um ácido de Brønsted. Para uma solução de 
cloreto férrico, existirão os seguintes equilíbrios em solução: 
 
[Fe(H2O)6]3+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H3O+(aq) 
 
[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H3O+(aq) 
 
[Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H2O(l) [Fe(H2O)3(OH)3](s) + H3O+(aq) 
 
O hidróxido de férrico, [Fe(H2O)3(OH)3], é um precipitado cor ferrugem que, 
normalmente, está presente nas soluções de ferro (III). Para evitar sua formação, 
adiciona-se um pouco de ácido à solução, deslocando as reações de equilíbrio no sentido 
inverso. De maneira contrária, a adição de base favorece a formação do hidróxido. 
Dependendo do cátion, os hidróxidos podem apresentar comportamento anfótero. 
Um composto é dito anfótero quando reage tanto com ácidos como com bases. O 
hidróxido de alumínio, insolúvel, quando em presença de ácidos ou bases dissolve 
segundo as reações abaixo: 
 
Al(OH)3 + 3H3O+ Al3+ + 6H2O 
 
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Al(OH)3 + OH– [Al(OH)4]– 
 
um processo semelhante ao do hidróxido de zinco: 
 
Zn(OH)2 + 2H3O+ Zn2+ + 4H2O 
 
Zn(OH)2 + OH– [Zn(OH)3]– 
 
O mesmo tipo de reação é observado para óxidos e/ou hidróxidos de berílio, gálio, 
ferro (III) e outros. 
 
6. Ligação Covalente 
 Como foi discutido no final do item 4, a ligação entre sódio e cloro no cloreto de 
sódio tem características diferentes de uma ligação num óxido de nitrogênio, NOx, uma 
vez que nem o oxigênio nem o nitrogênio têm tendência a doar elétrons um ao outro. 
Portanto, para este tipo de ligações, não é adequado tratar os átomos como íons e o 
modelo eletrostático, tão útil para descrever as propriedades de compostos iônicos, não 
pode ser utilizado. Para descrever as ligações covalentes – aquelas onde há o 
compartilhamento de elétrons numa ligação – existem diversos modelos. Desde o mais 
simples, proposto por Lewis até a moderna Teoria dos Orbitais Moleculares. 
 
6.1 – Estruturas de Lewis 
 Lewis fez a proposta mais simples para descrever as ligações covalentes. Os 
compostos dividem elétrons até que ambos respeitem a regra do octeto. Para isto, 
poderiam fazer ligações simples (com dois elétrons), duplas (duas de dois elétrons) ou até 
triplas (três de dois elétrons). Ele desenvolveu uma série de regras para construir as 
“Estruturas de Lewis”, que nada mais são que as representações das ligações nas 
moléculas. Para exemplificar estas regras, usaremos o CH4 e o NO2–. 
1) Identifique o átomo central 
 Normalmente, o átomo central é aquele que fará o maior número de ligações 
(maior valência) ou o átomo que está em menor quantidade na molécula ou o menos 
eletronegativo. 
 Na molécula de CH4, estes dois critérios convergem para o átomo de carbono, que 
precisa fazer quatro ligações para completar o octeto enquanto o hidrogênio só precisa de 
uma ligação. No ânion NO2– os três critérios também convergem para o nitrogênio, que 
precisa de três ligações ao invés de duas do oxigênio. 
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2) Ligar os outros átomos ao átomo central até seu limite

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