I - PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS 1) Substância Iônica: Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebuliç&a...Pressione TAB e depois F para ouvir o conteúdo principal desta tela. Para pular essa leitura pressione TAB e depois F. Para pausar a leitura pressione D (primeira tecla à esquerda do F), para continuar pressione G (primeira tecla à direita do F). Para ir ao menu principal pressione a tecla J e depois F. Pressione F para ouvir essa instrução novamente.
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Assuntos Diversos de Química Geral

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I - PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS

1) Substância Iônica:

  • Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE);
  • São solúveis em solventes polares;
  • Conduzem a corrente elétrica quando fundidos (fase líquida) ou em solução aquosa, situações onde existem íons livres na solução;
  • Sólidos em temperatura ambiente;
  • Formam cristais quebradiços;

2) Substância Covalente:

  • » Possuem pontos de fusão e ponto de ebulição variáveis;
  • » Não conduzem corrente elétrica (exceção: grafita)
  • » Podem ser sólidos (glicose), líquidos (água) ou gasosos (oxigênio) em temperatura ambiente;
  • » Moléculas polares são solúveis em solventes polares, moléculas apolares são solúveis em solventes apolares;

2) Substância Metálica

  • » Possuem elevados ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) (exceção: mercúrio, césio e frâncio);
  • » Na forma metálica são insolúveis em solventes polares e apolares;
  • » Ótimos condutores de corrente elétrica, mesmo na fase sólida devido a presença dos elétrons livre;
  • » São dúcteis (fios) e maleáveis (lâminas);
  • » Ótimos condutores de calor;

II -VALÊNCIAS

Valência: é a capacidade de combinação dos átomos.

Família 4A: 04 covalências normais;

Família 5A: 03 covalências normais e possibilidade para uma dativa;

Família 6A: 02 covalências normais e possibilidade para até duas dativas;

Família 7A: 01 covalência normal e possibilidade para até três dativas;

Hidrogênio: 01 covalência normal

Obs.: Eletrovalência é a carga elétrica do íon:

Íon

eletrovalência

Na+

+1

Mg2+

+2

S2-

-2

N3-

-3

III - NOX

Elementos

Situação

NOX

Exemplos

1A

Em todas as substâncias compostas

1+

NaCl; KOH

2A

Em todas as substâncias compostas

2+

MgO; CaS

Ag

Em todas as substâncias compostas

1+

AgNO3; AgCl

Zn

Em todas as substâncias compostas

2+

ZnSO4; Zn(OH)2

Al

Em todas as substâncias compostas

3+

AlPO4; Al2O3

S

Sendo o elemento mais eletronegativo do composto

2-

H2S; MgS

7A

Sendo o elemento mais eletronegativo do composto

1-

NaBr; LiCl

H

Ligado a elemento mais eletronegativo

1+

NH3; HCl

H

Ligado a elemento mais eletropositivo

1-

NaH; MgH2

O

Em todas as substâncias compostas que não sejam os casos abaixo

2-

H2O; CaCO3

O

Em peróxidos

1-

H2O2; Ag2O2; Na2O2

O

Em superóxidos

1/2 -

K2O4; MgO4

O

Em fluoretos

2+

1+

OF2

O2F2

Obs1: Para um íon monoatômico o NOX é a própria carga do íon;
Obs2.: O NOX de uma substância simples é igual a zero;
Obs3.:A soma dos NOX de todos os átomos de uma substância composta é igual a zero;
Obs4.: A soma dos NOX dos átomos presentes em um íon poliatômico é igual a sua carga;

IV - Ligações

Ligação s : é a ligação formada pela interpenetração frontal de orbitais (segundo um mesmo eixo). A ligação s é forte e difícil de ser rompida. Pode ser feita com qualquer tipo de orbital atômico;

Ligação p : é a ligação formada pela aproximação lateral de orbitais (segundo eixos paralelos). A ligação p é mais fraca e mais fácil de ser rompida; Só ocorre entre orbitais atômicos do tipo "p";

Obs.: Quando dois átomos estabelecem uma dupla ou tripla ligação, a primeira é sempre do tipo s , a Segunda e a terceira ligação, se houver, serão obrigatoriamente do tipo p .

Obs.: Os orbitais atômicos se unem para formar orbitais moleculares;

V - Hibridação

Família

Hibridação

Geometria

Angulo(s)

Exemplo

2A

Sp

Linear

180°

BeH2 (C2H2*)

3A

Sp2

Trigonal plana

120°

BH3 (C2H4*)

4A

Sp3

Tetraédrica

109°28'

CH4*

5A

Sp3d

Bipirâmide trigonal

90° e 120°

PCl5

6A

Sp3d2

Octaédrica

90°

SF6

 

Obs.: Carbono: (CH4*) = 4 ligações simples: sp3; (C2H4*) = 01 dupla e 02 simples: sp2; (C2H2*) = 02 duplas ou 01 tripla e 01 simples: sp)

Obs.: Hibridação da amônia (NH3) e da água (H2O): sp3;

VI - Geometria Molecular

N.º de átomos

Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central

Geometria - ângulo

Exemplos

Polaridade

02

-------------

Linear - 180°

HCl; H2; CO

Polar ou Apolar

03

Não

Linear - 180°

CO2; HCN; N2O

Polar ou Apolar

03

Sim

Angular - variável

H2O; SO2; H2S

Polar

04

Não

Trigonal plana - 120°

BF3; SO3; CH2O*

Apolar (*polar)

04

Sim

Piramidal - variável

NH3; PH3; SOCl2

Polar

05

-------------

Tetraédrica - 109°28'

CH4;SiCl4; POCl3

Polar ou Apolar

06

-------------

Bipirâmide trigonal - 90° e 120°

PCl5

Apolar

07

-------------

Octaédrica - 90°

SF6

Apolar

VII - Ligações Intermoleculares

  1. FORÇAS DE VAN DER WAALS OU FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO: Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar.

  2. FORÇAS DO TIPO DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE: Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais fortes que as forças de London; Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3.

  3. PONTES DE HIDROGÊNIO: Forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente - dipolo permanente, porém bem mais intensas. O corre quando a molécula é polar e possui H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio de uma molécula estabelece uma ligação com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. Ex.: H2O; HF; NH3.

Obs.: Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com interações do tipo dipolo permanente existem também interações do tipo forças de Van der Waals.

VIII - Oxi - Redução

OXIDAÇÃO: É a perda de elétrons, o NOX aumenta;

REDUÇÃO: É o ganho de elétrons, o NOX diminui;

AGENTE OXIDANTE: É a espécie química que ganhou elétrons na reação química (sofreu redução e provocou oxidação em outra espécie química).

AGENTE REDUTOR: É a espécie química que perdeu elétrons na reação química (sofreu oxidação e provocou redução em outra espécie química)