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Apostila_Inorganica_2_IFRJ

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mas são de grande importância na descrição completa da 
TOM. A Figura 61 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 58). 
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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E
2p2p
σ2p
σ∗2p
π2p
π*2p
N NN2
2s
σ2s
σ*2s
2s
1s 1s
σ1s
σ*1s
 
Figura 59. Diagrama dos orbitais moleculares para o N2. 
 
 
 
 
 
 
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Figura 60. 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 61. Diagrama dos orbitais moleculares para o CO. 
 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
1 – Descreva como a Teoria da Ligação de Valência explica a formação de uma ligação 
covalente entre dois átomos. 
 
2 – Escreva as estruturas de Lewis para as moléculas de NH3 e H2O e também para os íons 
NH4+ e H3O+. Construa o diagrama dos orbitais atômicos para os átomos centrais, mostrando a 
hibridação em cada caso e explique que mudanças a entrada do íon H+ nas moléculas trará 
para os ângulos de ligação destes íons em relação às moléculas neutras. 
 
3 – Por que os elementos a partir do terceiro período da tabela periódica podem expandir o 
octeto e os do segundo período não o fazem? 
 
4 – Escreva as estruturas de Lewis para cada espécie abaixo. Escreva também as cargas 
formais para cada átomo, a hibridação do átomo central e a geometria de cada espécie. 
a) H2O b) SO2 c) PCl3 d) PCl5 e) BrF5 f) O3 
g) NO2– h) NO2+ i) NH3 j) CH2O k) CO2 l) I3– 
m) SO3 n) CH3+ o) ClF3 p) BH3 q) SF6 r) XeF4 
s) NO3– t) SO42– u) CO32– v) PO43– x) TeCl4 z) TeCl6 
 
5 – Escreva todas as estruturas de ressonância para os íons SO42– e NO3– e para as moléculas 
SO3 e XeO3. Escreva o híbrido de ressonância e escolha a estrutura de Lewis mais significativa 
para cada espécie. 
 
6 – Explique porque a ocupação de orbitais moleculares do tipo ligante favorece a formação da 
molécula enquanto ocupar os orbitais moleculares do tipo antiligante favorece a dissociação da 
molécula. 
 
7 – Desenhe o diagrama de orbitais moleculares para as espécies NO, NO+ e NO–. Preveja que 
espécie terá a maior energia de ligação entre nitrogênio e oxigênio. 
 
8 – A energia de ionização do N2 é 1503 kJ/mol, do O2 é 1164 kJ/mol e do NO é de 894 kJ/mol. 
Explique porque a energia de ionização varia deste modo para estas moléculas. 
 
9 – Explique, usando a TOM e a TLV, porque a molécula de Ne2 não existe. 
 
10 – A molécula de HeH+ pode ser estável? Explique. 
 
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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 (22) 
 
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 (22) 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 (22) será escrita da forma 
 
HA + B A + HB+ (23) 
 
A constante de equilíbrio, Kc, para esta reação é 
 
[B][HA]
][HB][AK c ⋅
⋅=
+−
 (24) 
 
Para o estado gasoso, a constante de equilíbrioc e o parâmetro ΔG se relacionam por 
 
c Normalmente para o estado gasoso a constante de equilíbrio é denotada Kp. 
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ΔG = –RT.ln Kc (25) 
 
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 (26) 
 
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 (23) for maior que um. 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 meio aquoso, as constantes de equilíbrio de ácidos e bases foram medidas em 
relação à água. 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
+
 (27) 
 
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
+− ⋅= (28) 
 
Uma outra forma de se expressar estas constantes é usar o valor de pKa e pKb, que são 
definidos como 
 
pKa = –log Ka (29) 
 
pKb = – log Kb (30) 
 
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