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Método sistemático de denominação desses compostos, a nomenclatura dos compostos, deve proporcionar a informação fundamental sobre a estrutura do composto de coordenação.
Os compostos de coordenação tratados aqui são aqueles que envolvem um elemento central (metal ou não) cercado por ligantes, constituindo a esfera de coordenação . Os complexos podem ser monômeros ou polímeros.
TEORIA DE ALFRED WERNER
A primeira explicação formulada para as ligações existentes nos compostos de coordenação foi a teoria de coordenação de Werner. Esta teoria foi desenvolvida antes do estabelecimento da teoria eletrônica de valência.

1) A maior parte dos elementos possuem dois tipos de valência: a) Valência primária (número de oxidação); b) Valência secundária (número de coordenação); 1) Todo elemento tende a satisfazer tanto suas valências primárias quanto as valências secundárias; 2) A valência secundária apresenta direções fixas no espaço.

NÚMERO ATÔMICO EFETIVO
A teoria de Werner diz que as ligações coordenadas são formadas entre os ligantes e o íon metálico central do complexo, isto é, o ligante doa um par de elétrons ao íon metálico. Compostos de coordenação podem ser formados facilmente com os metais de transição, pois estes possuem orbitais d disponíveis que podem acomodar os pares de elétrons doados pelos ligantes. O número de ligações coordenadas formadas depende, sobretudo, do número de orbitais vazios de energia adequada

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Os lantanídeos são os 14 elementos do cério (número atômico 58) ao lutécio (número atômico 71). A palavra vem do grego “lanthanein“, que significa “estar escondido”. O nome provavelmente surgiu porque todos esses elementos se escondem atrás da outra na tabela periódica. A 4f subnível está no processo de ser cheio para os lantanídeos. Eles são todos metais e têm reatividade semelhante aos metais alcalino-terrosos do Grupo 2.
Os actinídeos são os 14 elementos do tório (número atômico 90) ao laurêncio (número atômico 103). O 5f subnível está no processo de ser cheio. Os actinídeos são todos elementos radioativos e apenas os quatro primeiros foram encontrados naturalmente na Terra. Todos os outros foram feitos apenas artificialmente em laboratório. Os lantanídeos e actinídeos juntos são às vezes chamados de elementos de transição interna.

química dos lantanídeos difere dos principais elementos do grupo e dos metais de transição devido à natureza dos orbitais 4f. Esses orbitais são “enterrados” dentro do átomo e protegidos do ambiente do átomo pelos elétrons 4d e 5p. Como consequência, a química dos elementos é amplamente determinada por seu tamanho, que diminui gradualmente com o aumento do número atômico. Esse fenômeno é conhecido como contração dos lantanídeos. Todos os elementos lantanídeos exibem o estado de oxidação +3.

Actinídeos são metais típicos. Todos eles são macios, têm uma cor prateada (mas mancham no ar) e têm densidade e plasticidade relativamente altas. Alguns deles podem ser cortados com uma faca. A dureza do tório é semelhante à do aço macio; portanto, o tório puro aquecido pode ser enrolado em folhas e puxado para o fio. O tório é quase a metade da densidade do urânio e do plutônio, mas é mais duro que os dois.

Os lantanídeos têm sido amplamente utilizados como ligas para conferir resistência e dureza aos metais. O principal lantanídeo usado para esse fim é o cério, misturado com pequenas quantidades de lantânio, neodímio e praseodímio. Esses metais também são amplamente utilizados na indústria de petróleo para refinar petróleo em produtos a gasolina.

Os actinídeos são valiosos principalmente porque são radioativos. Esses elementos podem ser usados como fontes de energia para aplicações tão variadas quanto marca-passos cardíacos e geração de energia elétrica para instrumentos na lua. Urânio e plutônio têm sido empregados em armas nucleares e em usinas nucleares.

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Também conhecidos como metais de transição, os elementos do bloco d são organizados nos grupos 3-12 e definidos por sua configuração de elétron-d.
Em comparação com seus equivalentes em outras partes da tabela periódica, os elementos do bloco d têm uma química muito diferente. A principal característica que separa esses metais de outros é a composição de seu elétron-d , que é responsável por algumas ligações e reatividade muito interessantes.
Para os metais de transição, estamos preocupados principalmente com os orbitais d, também conhecidos como elementos do bloco d . O orbital d pode conter, no máximo, 10 elétrons. Elétrons de valência são os elétrons necessários para formar ligações com outros elementos. Eles são responsáveis ​​pela reatividade.
Como todos os metais, os metais de transição são altamente térmicos e eletricamente condutores; dúctil , o que significa que eles podem ser esticados em um fio fino; e maleáveis , o que significa que podem ser moldados sem quebrar.

Características interessantes dos metais de transição incluem seus níveis de reatividade e estados de oxidação disponíveis.Os metais de transição têm várias camadas que contêm elétrons de valência e esta é a principal razão pela qual possuem muitos estados de oxidação estáveis. Os metais de transição também participam da ligação metálica, o que leva a pontos de fusão, pontos de ebulição e densidades muito altos.
Os metais de transição emitem belas cores.
utras propriedades físicas fascinantes dos elementos do bloco d incluem suas cores. Os metais de transição têm cores vivas, mesmo quando sentados no topo da bancada. As cores brilhantes são causadas por 'aberturas' nos orbitais d, que fazem com que os elétrons fiquem excitados e atinjam níveis de energia mais altos, resultando em cores lindas e brilhantes.

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Bloco p

Tabela Periódica é o conjunto de grupos cujos elementos possuem o elétron de mais alta energia no orbital atômico p

•Os grupos de elementos que pertencem ao bloco "p" são:

•Grupo 13 - Família do Boro

•Grupo 14 - Família do Carbono

•Grupo 15- Família do Nitrogênio

•Calcogênio(Grupo 16)

•Halogênio(Grupo 17)

•Gases nobres(Grupo 18)

Características das famílias

•

Os Semi-Metais

A diagonal de elementos, que se inicia no boro (grupo 13) passando pelo

silício (grupo 14),  germânio (grupo 14) arsênio (grupo 15) antimônio (grupo 15)

telúrio (grupo 16) e polônio (grupo 16).

•

Grupo 13 - Família do Boro

(boro, alumínio, gálio, índio e tálio)

•O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p" Seus membros possuem a configuração da camada de valência ns2np1 podemos esperar um numero de oxidação 3+ para seus elementos" Com exceção do boro que é um metaloide, todos os elementos do grupo são metais"

•

Grupo 14 - Família do carbono

(carbono, silício, germânio, estanho e chumbo)
•Os elementos do grupo 14, são caracterizados pela configuração da
camada de valência ns2np2.
Tem como primeiro elemento, o carbono, o mais importante elemento para os seres vivos, seguido pelo silício, que é um dos
elementos fundamentais para a tecnologia moderna"
•O carbono é o único elemento da tabela periódica que forma mais de
1.000.000 de compostos e tem seu próprio ramo da química, a chamada química
orgânica
•O carbono é distintamente um não metal, silício e germânio são metaloides
e estanho e chumbo são metais.

•Grupo 15 - Família do Nitrogênio
(Nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto)
•Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np3 da sua camada de valência. Esta configuração dá aos elementos, uma variação no numero de oxidação de -3 à +5.
•O nitrogênio e o fósforo são não-metais, o arsênio é um metaloide e o antimônio e o bismuto são metais.

•Grupo 16 - Família do Oxigênio
(Oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio)
•Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np4 da sua camada de valência, e são todos não-metais. Formam compostos com metais e com Hidrogênio quando o número de oxidação é -2.
•Os números de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos do
grupo formam compostos com outros elementos do seu próprio grupo, ou com os elementos do grupo 17 os Halogêneos.

•Grupo 17 - Halogêneos
(Flúor, cloro, bromo, iodo e ástato)

•Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np5 da sua camada de valência. Seus elementos são chamados de halogênios. Mostra uma regularidade nas propriedades físicas, na eletronegatividade, e nos raios atômicos e iônicos.
•O Flúor possui algumas propriedades anômalas, tais como: a sua força
como agente oxidante e a baixa solubilidade da maioria dos fluoretos.

•Grupo 18 - Gases Nobres
(Hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e radônio)
•Eles são caracterizados pela configuração eletrônica ns2np6 da sua camada mais externa. Têm a camada externa totalmente preenchida de elétrons. Isso os torna elementos quimicamente inertes.
•Estes elementos são encontrados na natureza como gases monoatômicos,
não reativos. Entretanto, o primeiro composto do gás nobre, foi produzido a partir de uma mistura de xenônio com flúor, em temperatura elevada. O radônio (Rn2) é
um gás radioativo.

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Bloco  s  da  Tabela  Periódica  é  o  conjunto  de  grupos  cujos  elementos  possuem  o elétron  de  mais  alta  energia  no  orbital  atômico  s.

Os cátions dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalino-terrosos (Grupo 2) são normalmente encontrados em minerais e águas naturais, e alguns são constituintes importantes de fluidos biológicos como o sangue.
Os NOX característicos dos elementos do bloco s são os mesmos dos números de seus grupos: +1 para os metais alcalinos e +2 para os alcalinos terrosos.
A abundância dos metais dos grupos 1 e 2 na crosta terrestre segue uma variação ampla, desde o cálcio (o quinto metal mais abundante), sódio (o sexto), magnésio (o sétimo) e potássio (oitavo) até os metais relativamente raros, como berílio e césio.

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Recebe o nome de hidreto o grupo de compostos inorgânicos em que, na molécula, o elemento mais eletronegativo é o hidrogênio (H). Os hidretos podem ser classificados de acordo com o tipo de ligação química que estabelecem em iônicos, covalentes e metálicos.

*Hidretos iônicos:

Os hidretos iônicos são formados pelo hidrogênio ligado a metais alcalinos e alcalinos terrosos (famíllia 1A e 2A da tabela periódica, respectivamente).

*Hidretos covalentes:
Os hidretos covalentes (ou moleculares) são constituídos pela junção do hidrogênio aos elementos dos grupos 3A (13), 4A (14), 5A (15), 6A (16) e 7A (17) e o berílio (Be).

*Hidretos metálicos:

O hidrogênio combinado com elementos do bloco d e f da tabela periódica, lantanídeos e actinídeos forma hidretos.

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Notação e Nomenclatura de Compostos Inorgânicos

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Notação e Nomenclatura de Compostos Inorgânicos

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*Cátions: Metais Representativos
íon de __(nome do metal)__ .
Ex: Na+ -> íon de zinco

Metais de Transição
íon de __(nome do metal)__ + __(sua carga em número romano)__
Ex: Fe2+ -> íon de ferro (II)

*Ânions: íon __(nome do ametal)__+eto
Ex: H- -> íon de hidreto

*Oxiânions : têm seus nomes terminados em ato, que é usado para a maioria dos oxiânions comuns de um elemento ou em ito, que é usado para oxiânions que têm um átomo de oxigênio a menos. Uso de prefixos (per e hipo): o prefixo per indica um oxigênio a mais que o do oxiânion terminado em ato; o prefixo hipo indica um oxigênio a menos que o do oxiânion terminado em ito.
Ex:  NO3 - -> íon nitrato

*Sais: __(nome do ânion ou oxiânion)__ de
__(nome do cátion)__
Ex: NaCl -> Cloreto de Sódio

*Bases: Hidróxido de __(nome do cátion)__
Ex: NaOH -> Hidróxido de Sódio

*Ácidos: Ácido __(nome do ânion ou oxiânion)__

eto -> ídrico Ex.: HCl – ácido clorídrico.
ito -> oso Ex.: H₂SO₃ – ácido sulfuroso
ato -> ico Ex.: HClO₃ – ácido clórico

*Óxidos: prefixo grego(mono,di,tri,treta) + __(nome do elemento mais eletronegativo)__ de prefixo grego(di,tri,treta)  + __(nome do elemento menos eletronegativo)__
Ex.: CO – monóxido de carbono

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A oxidação e a redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente em reações em que há transferência de elétrons entre os átomos. Esses fenômenos também são chamados de oxirredução, oxidorredução ou redox.
A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons e o seu número de oxidação (Nox) aumenta.
Já a redução ocorre quando o elemento ganha elétrons e o seu número de oxidação diminui.

A diferença de potencial entre as duas células (Ecélula) está relacionada com a variação da energia de Gibbs para a reação da célula:
ΔG° = - nFE° célula

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Uma pilha pode ser definida como um equipamento que consegue converter energia química em energia elétrica. Para tal, ela precisa conter dois eletrodos, o cátodo e o ânodo, que são formados por diferentes metais, por onde os elétrons irão fluir gerando a corrente elétrica.
Encontramos esse valor diminuindo o potencial-padrão (de redução ou de oxidação) de um eletrodo por outro.
Para poder calcular a força eletromotriz de uma pilha, convencionou-se medir o potencial (de redução e de oxidação) de cada eletrodo em relação a um eletrodo padrão, isto é, um eletrodo que estivesse em condições padrão e que serviria de referência para se comparar com os demais eletrodos. O escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais a zero.
ΔE ⁰ = E ⁰ red (cátodo) - E ⁰ red (ânodo)

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Valencia e Estados de Oxidação Variáveis

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Valencia e Estados de Oxidação Variáveis

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Determina a valência de um elemento químico representativo é a quantidade de elétrons que ele já possui na sua última camada eletrônica. É inclusive por isso que essa camada mais externa é chamada de camada ou nível de valência.

O número de oxidação (nox) pode ser simplificado como “carga elétrica”. Isso porque, quando um elemento químico passa por reações químicas, através de ligação predominantemente covalente ou ligação iônica, ele ganha ou perde elétrons formando os diferentes tipos de compostos.
Uma das principais características dos elementos químicos é tendência em ganhar, compartilhar ou perder elétrons, com o objetivo de se tornarem estáveis - oito elétrons na camada de valência. Deste modo, o nox indica a carga elétrica real do átomo após as reações.

Os metais têm predisposição de perder elétrons (eletropositivos) e terão o nox positivo. Os ametais têm predisposição de ganhar elétrons (eletronegativos) e podem ter o nox variável, negativo ou positivo.

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Denomina-se eletropositividade ou caráter metálico a capacidade que um átomo apresenta de perder elétrons quando está ligado a outro átomo.

Essa capacidade está intimamente relacionada com três fatores importantes:
1. Raio atômico: quanto maior for o raio atômico, maior será a eletropositividade. Se o átomo é grande, a força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia é pequena, o que torna a perda do elétron mais fácil.
2. Período: quanto menor for o número atômico, maior será a eletropositividade. Isso ocorre porque, se o número de elétrons no núcleo é pequeno, a força de atração tende a ser menor, facilitando a perda do elétron. Assim, nos períodos da Tabela Periódica, a eletropositividade cresce da direita para a esquerda.
3. Família: quanto maior for o número atômico e o número de níveis, maior será a eletropositividade. Nas famílias da Tabela Periódica, os elementos localizados abaixo uns dos outros apresentam maior número atômico e maior número de níveis em seus átomos, o que favorece uma menor força de atração do núcleo em relação aos elétrons da periferia. Assim, nas famílias da tabela periódica, a eletropositividade cresce de cima para baixo.

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é uma propriedade periódica que mede a tendência que um átomo possui de atrair elétrons para perto de si quando se encontra ligado a outro elemento. Eletronegatividade é uma grandeza relativa, pois ela é analisada por meio de uma comparação entre a capacidade que dois átomos ligados possuem de atrair os elétrons.

Existem várias formas de medir a eletronegatividade dos elementos, mas a forma mais conhecida e usada é a que foi determinada pelo cientista Linus Pauling.

A eletronegatividade cresce com a diminuição do raio de um átomo.

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É a capacidade de um átomo distorcer a nuvem eletrônica do outro .

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é considerado uma das aplicações da Lei de Hess (para a determinação da variação de entalpia de uma reação), onde através dele pode-se mensurar de forma indireta (utilizando-se de outras variáveis) a entalpia reticular de um composto iônico.
A entalpia reticular pode ser definida como a energia liberada por íons no estado gasoso ao se combinarem e formarem um produto no estado sólido, ou ainda, como a energia necessária para que um composto iônico seja decomposto a íons gasosos.

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A afinidade eletrônica é uma propriedade que estuda a energia liberada por um átomo ao receber um elétron.
X(g) + e → X⁻(g) + energia

Afinidade eletrônica é uma propriedade extremamente difícil de ser medida. Muitos elementos não apresentam o valor dela definido experimentalmente e, em alguns casos, essa propriedade é teórica ou foi calculada em função do número atômico. Em outros casos, ela é simplesmente ignorada, como no caso dos gases nobres, que apresentam orbitais completos (ns² np⁶) na camada de valência e são muito estáveis.
Existem casos em que o valor da afinidade eletrônica é negativo, o que significa que, ao receber um segundo elétron, o átomo absorve energia, e não a libera

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Energia de ionização ou potencial de ionização é a energia aplicada para retirar um elétron do átomo (ou do íon) isolado no estado gasoso.
X(g) → X⁺(g) + e⁻               I = E(X⁺) - E(X)

Quando se retira o primeiro elétron de um átomo neutro, há a primeira energia de ionização (I₁). Já a energia necessária para retirar o segundo elétron desse cátion que foi formado é chamada de segunda energia de ionização (I₂) e assim por diante. A primeira energia de ionização é sempre menor que a segunda energia de ionização e assim sucessivamente. Isso acontece porque, no primeiro caso, o elétron está na camada mais externa ao núcleo e, como está mais longe dos prótons, a atração entre eles é menor, sendo mais fácil retirar o elétron.
Energia de ionização é uma propriedade periódica, aumenta de baixo para cima e da esquerda para a direita.

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Espectroscopia é à técnica de aferimento de dados físico-químicos através da transmissão, absorção ou reflexão da energia radiante incidente em uma amostra.

Há muito tempo sabe-se que quando a luz solar atravessa um prisma,  ocorre a dispersão dos componentes da luz. Esse conjunto de cores que vai do vermelho ao violeta é conhecido como espectro contínuo, pois a passagem de uma cor para a outra é praticamente imperceptível.
espectros serão descontínuos, com espaçamento entre as cores, que denominamos no espectro como raias ou bandas.

Equação de Rydberg: é determiando todo o espectro de emissão de hidrogênio, mais tarde estendido a qualquer elemento

Corpo Negro: todo objeto que emite luz quando é aquecido.

Constante de Planck: é a constante usada para indicar a energia e a frequência das radiações eletromagnéticas.
O valor da constante de Planck é h = 6,63 . 10⁻³⁴ J.s

Efeito fotoelétrico: é o fenômeno que a parir de uma radiação faz com que os elétrons serem ejetados.

Broglie: o movimento de um elétron se apresenta associado a um dado comprimento de onda. A fórmula λ = h / P, onde λ representa o comprimento de onda de De Broglie.

Principio da Incerteza: é capacidade de medir, com total precisão, grandezas como energia e tempo, ou quantidade de movimento e posição.

Função de onda: é a função de uma perturbação que se propaga em um meio, tem duas variáveis (posição e tempo). Nesse caso representaremos tais variáveis por (x e t).

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Medir o tamanho de um átomo é algo muito difícil porque a sua eletrosfera (região onde os elétrons ficam girando ao redor do núcleo) não possui um limite específico. Por isso, a forma mais comum é por meio do raio atômico, em que se considera o átomo como se ele fosse uma esfera (modelo atômico de Dalton).
O raio atômico (r) é a metade da distância (d) entre os dois núcleos desses átomos vizinhos.
O raio atômico é uma propriedade periódica pois na tabela periódica, o raio atômico dos elementos cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda

*Elementos de transição: Pelo fato da camada D ter um efeito de blindagem bem pequena faz com que os raios sejam bem parecidos

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é uma disposição sistemática dos elementos químicos ordenados por seus números atômicos, configuração eletrônica, e recorrência das propriedades periódicas.

O químico Dmitri Mendeleev publicou em 1869 a primeira versão amplamente reconhecida da tabela. Seu trabalho no desenvolvimento da tabela demonstra as tendências periódicas dos elementos até então conhecidos e também prediz algumas propriedades dos elementos ainda não descobertos que iriam preencher espaços vazios em sua tabela.

Cada elemento químico tem um número atômico único (Z) representando o número de prótons em seu núcleo atômico. A maioria dos elementos tem um número diferente de nêutrons entre átomos diferentes, com estas variações sendo referidas como isótopos. Por exemplo, o carbono tem três isótopos naturais: todos têm seis prótons e a maior parte dos átomos existentes do elemento têm seis nêutrons, mas aproximadamente um por cento tem sete nêutrons e uma pequena fração tem oito nêutrons. Os isótopos não são separados na tabela periódica; eles são agrupados sob um único elemento. Elementos sem isótopos estáveis têm a massa atômica de seus isótopos mais estáveis, onde tais massas são mostradas entre parênteses

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Os orbitais atômicos em um átomo polieletrônico são semelhantes aos dos átomos de hidrogênio. Assim, continuamos a designar os orbitais como 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, etc. Em um átomo polieletrônico a repulsão elétron – elétron faz com que os diferentes subníveis estejam em diferentes níveis de energia.

O principio da exclusão de Pauli afirma:"Dois elétrons em um átomo não podem ter o conjunto de quatro números quânticos n, l, ml e ms iguais."

Para um orbital tipo 1s, 2s, 2pz, etc, os valores de n, l, e ml são fixos.

Para colocar mais de um elétron em um desses orbitais e satisfazer o principio da exclusão de Pauli a única alternativa é assinalar diferentes valores de ms para cada elétrons. Como ms só pode assumir + ½ e – ½ um orbital pode receber no máximo dois elétrons e eles devem ter spins oposto.

Aqui, cada orbital é representado por uma quadrícula e cada elétron, por uma meia – seta apontada para cima  representando um número quântico magnético spin positivo (ms = + ½), e a meia – seta para baixo  representa um elétron com numero quântico magnético spin negativo (ms = - ½).

Elétrons que possuem spins contrários são ditos emparelhados. No átomo de lítio dois elétrons no orbital 1s estão emparelhados, e o elétron no orbital 2s está desemparelhado.

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Equação de Schrödinger: o processo de resolução da equação diferencial parcial para o caso particular de duas partículas de cargas elétricas de mesmo módulo e sinal oposto (um elétron e um próton), em que a função energia potencial a que o elétron, a menor das duas partículas, está sujeito é da forma.
Para resolvê-la, a equação de Schrödinger independente do tempo é escrita em coordenadas esféricas, de modo que a função de onda.

Números quânticos: Os números quânticos são quatro: principal (n), secundário (l), magnético (m ou ml) e spin (s ou mS). Eles têm a função de localizar os elétrons, motivo pelo qual não existem elétrons que tenham os quatro números quânticos iguais.

Subníveis eletrônicos: são subdivisões das camadas eletrônicas. Eles são designados pelas letras minúsculas, s, p, d e f .
Capacidade eletrônica dos subníveis

Cada subnível comporta um número máximo de elétrons:

subnível s: 2 elétrons

subnível p: 6 elétrons

subnível d: 10 elétrons

subnível f: 14 elétrons

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Descoberta do elétron: Thomson estudou também as partículas emitidas por superfícies metálicas iluminadas por luz ultravioleta (efeito fotoelétrico) e por filamentos incandescentes (efeito termoiônico). Ele concluiu que, embora se tratasse de situações diferentes, essas partículas eram idênticas às emitidas pelo eletrodo negativo no tubo de seu experimento e provinham do interior do átomo.
Essas partículas subatômicas, que foram denominadas elétrons, apresentam uma propriedade nova: são carregadas eletricamente e repelem-se entre si, vencendo a força de atração gravitacional que existe entre suas massas.

Átomo: é um núcleo e um eletrosfera onde o núcleo é a carga positiva e a carga negativa fica ao redor do núcleo.

Bohr: Descobriu que os elétrons ficavam em camadas(níveis diferentes), onde são orbitas circulares ao redor do núcleo, e cada um tem sua energia especifica.