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Apostila de Inorgânica

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e os orbitais moleculares 
calculados para o N2 podem ser vistos nas Figuras 55 e 56, respectivamente. A ordem de 
ligação para o N2 é igual a três. 
 
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Figura 54. Diagrama dos orbitais moleculares para moléculas diatômicas de átomos do segundo 
período da tabela periódica. 
 
 Até então, foram apresentados apenas diagramas de orbitais moleculares para 
moléculas diatômicas homonucleares (formadas pelos mesmos átomos). A construção 
dos orbitais moleculares para moléculas diatômicas heteronucleares também é simples e 
pode ser feita sem grandes problemas, tendo em vista apenas alguns detalhes. O 
primeiro é que os níveis energéticos dos orbitais não serão os mesmos, pois os átomos 
são diferentes. Os átomos de maior carga nuclear efetiva terão orbitais de menor energia. 
Um outro fator a ser considerado é que as contribuições dos orbitais atômicos para a 
formação do orbital molecular serão diferentes, uma vez que são orbitais de átomos 
diferentes. Estes fatores influenciam pouco numa abordagem qualitativa, mas são de 
grande importância na descrição completa da TOM. A Figura 57 mostra o diagrama dos 
orbitais moleculares para a molécula de CO. Pode-se ver que também existe a inversão 
entre os orbitais σ2p e π2p. Isto irá acontecer sempre que a molécula for formada por ao 
menos um dos átomos que apresenta tal inversão (Figura 54). 
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E
2p2p
σ2p
σ∗2p
π2p
π*2p
N NN2
2s
σ2s
σ*2s
2s
1s 1s
σ1s
σ*1s
 
Figura 55. Diagrama dos orbitais moleculares para o N2. 
 
 
 
 
 
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Figura 56. Superfície dos orbitais moleculares do N2. Método de Cálculo Hartree-Fock, base de 
cálculo STO-4G, GAMESS US (SCHMIDT, 1993). 
 
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E
2p
2p
σ2p
σ∗2p
π2p
π*2p
C OCO
2s
σ2s
σ*2s
2s
1s
1s
σ1s
σ*1s
 
Figura 57. Diagrama dos orbitais moleculares para o CO. 
 
 A TOM e a TLV são as principais teorias aceitas hoje em dia para a descrição da 
ligação química dos compostos. Ambas têm seus pontos fortes e seus pontos fracos. Ao 
se explicar certo fenômeno deve-se ter em mente que não existe uma mais certa que a 
outra, mas sim qual é mais adequada para tratar certo problema. 
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8. Conceitos Ácido-Base 
 
8.1 – De Arrhenius a Brønsted-Lowry 
A primeira teoria ácido-base foi proposta pelo sueco Svante Arrhenius. Em seus 
estudos de condutividade em solução aquosa, dentre outras coisas, ele convencionou que 
uma substância seria considerada um ácido se originasse íons H+. Por outro lado, uma 
base daria origem a íons OH–. Foi o primeiro sentido químico para ácidos e bases. O 
modelo de Arrhenius carregava o “problema” de apenas tratar de sistemas aquosos. No 
entanto, suas idéias sobre os íons H+ e OH– foram o início da caracterização de ácidos e 
bases. A história diz que as idéias de Arrhenius não foram bem aceitas no início, e em 
seu exame de doutorado sua nota foi a menor possível para a aprovação. Como a ciência 
nunca está parada, a situação se modificou e, por seu trabalho sobre de dissociação de 
eletrólitos, Arrhenius foi laureado com o Prêmio Nobel de Química de 1903. 
Em 1923, o dinamarquês Johannes N. Brønsted e o inglês Thomas M. Lowry 
apresentaram suas idéias sobre ácidos e bases. A particularidade deste modelo é que 
eles trabalharam de maneira independente e chegaram numa mesma formulação, numa 
mesma época. O conceito ácido-base de Brønsted-Lowry pode ser considerado uma 
extensão das idéias de Arrhenius. A primeira vantagem da teoria de Brønsted-Lowry é 
que ela não é restrita ao meio aquoso. Além disto, uma nova definição de ácido e base é 
proposta. É chamada de ácido uma espécie capaz de doar um próton (o íon H+), 
enquanto a base é a espécie que irá receber o próton. A partir desta definição, 
chegava-se a novos conceitos, como o de ácidos e bases conjugados. Numa reação 
ácido-base, teríamos dois pares de ácidos e bases conjugadas. Na equação 
 
ácido1 + base2 base conjugada1 + ácido conjugado2 (21) 
 
o ácido1 transfere um próton para a base2 e assim origina a base conjugada1. Da mesma 
forma, a base2 ao ser protonada, origina o ácido conjugado2. A equação (21) mostra o 
equilíbrio entre duas reações ácido-base. 
O parâmetro termodinâmico energia livre de Gibbs, ΔG, indica o sentido 
preferencial da reação num equilíbrio. Além de ΔG, também é muito utilizada a constante 
de equilíbrio do sistema. Para simplificar a notação, a equação (21) será escrita da forma 
 
HA + B A + HB+ (22) 
 
A constante de equilíbrio, Kc, para esta reação é 
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[B][HA]
][HB][AK c ⋅
⋅=
+−
 (23) 
 
Para o estado gasoso, a constante de equilíbrioc e o parâmetro ΔG se relacionam por 
 
ΔG = –RT.ln Kc (24) 
 
onde R é a constante dos gases ideais e T a temperatura. Para uma melhor análise, 
extraindo-se o logaritmo em (24), encontra-se 
 
Kc = e–ΔG/RT (25) 
 
Dessa forma é mais simples entender a dependência entre ΔG e Kc. Se o valor de ΔG é 
negativo, o valor de Kc será sempre maior que um. Neste caso, o sentido direto é o 
favorecido. Por outro lado, se ΔG é positivo, Kc terá valores menores que um, ou seja, a 
reação mais favorecida é a do sentido inverso. Dessa forma estabeleceu-se o conceito de 
força de ácidos e bases. O ácido HA será mais forte que HB+ se o Kc da reação (22) for 
maior que 1. Da mesma forma que B será uma base mais forte que A–. Portanto, um ácido 
forte terá uma base conjugada fraca e vice e versa. 
Em solução, por exemplo, em meio aquoso, as constantes de equilíbrio dos ácidos 
e bases foram medidas em relação ao solvente. A forma de dedução para a constante é a 
mesma feita para o Kc. Considerando um sistema aquoso e um ácido HA, tem-se 
 
HA + H2O A + H3O
+
 (26) 
 
Como a água é o solvente, sua concentração é muito maior que as das outras 
espécies envolvidas no equilíbrio. Desta forma, convencionou-se que a concentração da 
água é constante em relação às outras espécies do equilíbrio. A expressão da constante 
de equilíbrio para esta reação será: 
 
O][H[HA]
]O[H][A
K
2
3
c ⋅
⋅=
+−
 ⇒ 
[HA]
]O[H][A
O][HK 32c
+− ⋅=⋅ ⇒ 
[HA]
]O[H][A
K 3a
+− ⋅= (27) 
 
Uma outra forma de se expressar estas constantes é usar o valor de pKa e pKb, que são 
definidos como 
 
pKa = –log Ka (28) 
 
c Normalmente para o estado gasoso a constante de equilíbrio é denotada Kp. 
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pKb = – log Kb (29) 
 
Neste caso, quanto menor o valor de pKa (ou pKb) mais forte é o ácido (ou base). 
 
8.2 – O Conceito ácido-base de Lewis 
O modelo ácido-base de Brønsted-Lowry demonstrou uma grande evolução em 
relação ao de Arrhenius. Um outro conceito ácido-base, proposto por Gilbert Lewis, é 
ainda mais completo. Segundo Brønsted-Lowry ácidos eram as espécies que transferiam 
íons H+ para as bases que, por sua vez, nada mais eram que ânions ou espécies neutras 
com alguma característica especial. Foi Lewis quem percebeu essa característica, de que 
a base só poderia receber o íon hidrogênio do ácido se tivesse ao menos um par de 
elétrons para uma nova ligação. Ademais, ter um par de elétrons disponível era o requisito 
para formar ligações com cátions. A visão de Lewis para a situação era muito clara: não 
era a transferência do íon hidrogênio que era importante e sim a disponibilidade dos 
elétrons na base. Portanto, era preciso uma nova definição para ácidos e bases. E foi

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