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CLORETO DE SÓDIO (SAL DE COZINHA)
QUÍMICA
O cloreto de sódio é uma substância inorgânica pertencente à função química dos sais. Suas principais características são a dissociação e o sabor salgado.
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O cloreto de sódio (sal de cozinha) é o sal que utilizamos em nosso dia a dia para salgar alimentos preparados de forma artesanal ou processados (industrializados). Trata-se de uma substância que está presente também em diversos alimentos naturais consumidos por nós no dia a dia, como frutas, verduras, legumes, sementes etc.
Neste texto você conhecerá tudo sobre essa importante substância para o dia a dia do ser humano:
a) Definição
O cloreto de sódio pertence à função inorgânica dos sais e é composto pela associação do cátion sódio (Na+) e o ânion cloreto (Cl-) por meio de uma ligação iônica.
b) Características químicas
O cloreto de sódio é formado por dois elementos químicos:
→ Sódio (Na):
pertence à família dos metais (capazes de formar cátions facilmente) alcalinos (IA);
apresenta um elétron na camada de valência;
possui número atômico igual a 11;
possui alta eletropositividade (capacidade de perder elétrons).
→ Cloro (Cl)
pertence à família dos halogênios (VIIA);
é um ametal (é por isso que se torna um ânion tão facilmente);
apresenta sete elétrons na camada de valência;
possui número atômico igual a 17;
possui alta eletronegatividade (capacidade de ganhar elétrons).
Como os dois elementos químicos que formam o cloreto de sódio apresentam, respectivamente, alta eletropositividade e alta eletronegatividade, entre eles ocorre uma ligação iônica (estabelecida entre átomos com a tendência de perder e de ganhar elétrons).
A estrutura química do cloreto de sódio é composta por um único ânion cloreto (esfera verde), que interage com seis cátions sódio (esferas azuis), como podemos observar na estrutura abaixo:
Representação da estrutura cristalina do cloreto de sódio
c) Características físicas
Ponto de fusão:
O cloreto de sódio pode ser transformado do estado sólido para o estado líquido em uma temperatura de 801 oC.
Ponto de ebulição:
O cloreto de sódio pode ser transformado do estado líquido para o estado gasoso em uma temperatura de 1465 oC.
Polaridade
Por se tratar de uma substância originada por ligação iônica, ou seja, por ser um composto iônico, o cloreto de sódio é polar.
Solubilidade em água
Podemos dissolver em 1 L de água, a 25 oC, até 359 gramas de cloreto de sódio.
Solubilidade em outros solventes:
Como o cloreto de sódio é um composto polar, não pode ser dissolvido em nenhum solvente de natureza apolar, como o óleo.
Densidade:
A densidade do cloreto de sódio é de 2,165 g/mL, sendo, portanto, mais denso que a água, que apresenta densidade igual a 1 g/mL.
Condutibilidade elétrica:
Por se tratar de um composto iônico, o cloreto de sódio é capaz de conduzir corrente elétrica apenas quando:
Está em seu estado fundido, ou seja, líquido;
Dissolvido em água.
d) Formas de obtenção
O cloreto de sódio pode ser obtido de forma física ou de forma química:
1o) Obtenção de forma física:
Cristalização fracionada
O cloreto de sódio é obtido pela evaporação da água de oceanos.
Minas subterrâneas
É extraído em minas por meio de técnicas de mineração.
Depósitos subterrâneos
É extraído em depósitos subterrâneos profundos por meio da dissolução em água (dissolve-se o sal presente no depósito) e posterior bombeamento.
2o) Obtenção de forma química
Reação de síntese
A obtenção do cloreto de sódio pode ser realizada a partir da reação química de síntese (substâncias simples origina uma substância composta) entre o gás cloro e o sódio metálico:
2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)
Reação de neutralização:
Outra forma de obtenção do cloreto de sódio quimicamente é por meio da reação de neutralização entre o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio, na qual temos a formação de sal e água:
HCl(l) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
e) Importância para o ser humano
O cloreto de sódio por si só não apresenta nenhuma função no organismo humano, mas quando ele se dissocia nos cátions sódio (Na+) e ânions cloreto (Cl-), cada um desses dois íons apresenta diversas funções importantes para o nosso organismo. Veja algumas dessas funções:
→ Funções do cátion sódio (Na+)
Previne a coagulação sanguínea;
Combate a formação de cálculos renais e biliares;
Participa da regulação dos líquidos corporais;
Participa da regulação da pressão arterial.
→ Funções do ânion cloreto (Cl-)
Participação na formação e constituição do suco gástrico (ácido clorídrico – HCl);
Participação na formação do suco pancreático.
f) Prejuízos ao corpo humano
O consumo em excesso de cloreto de sódio pode acarretar os seguintes prejuízos ao ser humano:
→ Prejuízos provocados pelo excesso de cátions sódio no organismo:
Aumento do tempo da cicatrização de feridas;
Aumento da incidência de cãibras;
Aumento da pressão arterial;
Sobrecarga dos rins;
Aumento da retenção de líquidos no organismo.
→ Prejuízos provocados pelo excesso de ânions cloreto no organismo:
Destruição da vitamina E;
Diminuição da produção do iodo no organismo.
g) Outras aplicações
Além de ser utilizado para salgar os alimentos, o cloreto de sódio pode ser utilizado ainda nas seguintes situações:
Produção de xampus;
Produção de papel;
Produção de Hidróxido de sódio (NaOH);
Produção de detergentes;
Produção de sabões;
Derretimento da neve em locais que sofrem com nevascas;
Produção de sódio metálico;
Produção de gás cloro;
Em isotônicos para reposição eletrolítica corporal;
Em soluções descongestionantes nasais;
Produção do soro fisiológico; entre outras aplicações.
Por Me. Diogo Lopes Dias
Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:
DIAS, Diogo Lopes. "Cloreto de sódio (sal de cozinha)"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/cloreto-sodio.htm>. Acesso em 20 de marco de 2017.
-Açúcar cristal ou cristal especial é a denominação dada ao açúcar obtido por cristalização controlada do caldo de cana tratado. Para a sua obtenção é necessário um processo mais exigente de clarificação, utilizando sulfitação e caleagem. São cristais finos, regulares, com alto brilho e pureza de 99,5%. É ideal para produção de bebidas carbonatadas, licores, sucos, sorvetes e doces em geral. Suas principais características são: baixo teor de sólidos solúveis não açúcares e coloração mais clara (tendendo ao branco). Pode ser armazenado por até dois anos em condições adequadas.
Quimicamente os açúcares são enquadrados na classe dos carboidratos ou hidratos de carbono, com fórmula molecular (CH2O)n. Eles são encontrados na forma de monossacarídeos, dissacarídeos ou polissacarídeos. O carboidrato encontrado em maior proporção no nosso açúcar é a sacarose, um dissacarídeo formado por glicose e frutose (Figura 1).
 
 
                       Figura 1. Fórmula estrutural da sacarose
Sacarose
Por Mayara Cardoso
Popularmente conhecida como açúcar comum ou açúcar de mesa, a sacarose é um dissacarídeo composto por uma molécula de glicose e uma de frutose, unidas entre si por uma ligação glicosídica. Em condição ambiente, esse glicídio tem aparência de cristais brancos, sabor doce e é solúvel em água.
A sacarose tem origem vegetal, sendo encontrada, principalmente, na cana de açúcar e na beterraba e em algumas frutas. Devido ao clima favorável, no Brasil e na Austrália, o açúcar é obtido a partir da cristalização do caldo de cana, que apresenta uma concentração de sacarose entre 14% e 24%. Já na Europa, se produz açúcar a partir da beterraba, cuja concentração de sacarose é de 14% a 18%.
Conforme a legislação brasileira, o açúcar é classificado de acordo com o teor de sacarose:
Açúcar cristal – 99,3% de sacarose;
Açúcar refinado – 98,5% de sacarose;
Açúcar moído – 98% desacarose;
Açúcar mascavo – 90% de sacarose;
Açúcar em cubos – 98% de sacarose;
Açúcar cande – 99% de sacarose;
Quando submetida à ação de ácidos diluídos ou da enzima invertase, a sacarose sofre hidrólise e libera a molécula de glicose e a de frutose que fazem parte da sua estrutura, numa reação química denominada inversão de sacarose. Essa reação é aplicada à produção de chocolates com recheios cremosos: na fabricação, o chocolate é recheado com sacarose, água e invertase, que reagem entre si e formam uma mistura de glicose e frutose, denominada açúcar invertido, mais cremoso e muito mais doce do que a própria sacarose.
Açúcar. Foto: Dynamicfoto / Shutterstock.com
Esse dissacarídeo é utilizado como referencial de doçura, tanto de açúcares orgânicos quanto de adoçantes artificiais. Em termos de doçura, 100 g de glicose, por exemplo, equivalem a 74 g de sacarose, enquanto 100 g de frutose correspondem a 173 g de sacarose. Os adoçantes artificiais, em geral, são produzidos com doçura bem maior que a sacarose, como é o caso da sacarina: 100 g de sacarose equivalem a 35.000 g de sacarina.
Inicialmente, o açúcar não era algo tão comum e acessível como é hoje em dia. Até o século XIX, usava-se o mel de abelhas para adoçar alimentos e bebidas, e o próprio açúcar era utilizado quase exclusivamente para fins medicinais, como um calmante natural. No entanto, com a propagação da cana de açúcar no continente americano e do açúcar de beterraba nos países europeus, o produto passou a ser mais conhecido e consumido mundialmente, deixando de ser apenas um item de luxo.
Referências:
FELTRE, Ricardo. Química volume 2. São Paulo: Moderna, 2005.
USBERCO, João, SALVADOR, Edgard. Química volume único. São Paulo: Saraiva, 2002.
Arquivado em: Bioquímica, Compostos Químicos
5. Questionário
01) Dê o Conceito de sólido molecular, iônico, reticular e metálico de acordo
com as ligações químicas inter e intramoleculares.
O que são sólidos moleculares?
Fig. 1 - Estrutura do gelo
Estes sólidos são constituídos por moléculas que se encontram ligadas entre si através de ligações intermoleculares. O gelo, o iodo e o enxofre são alguns exemplos de estruturas que pertencem a esta classe de sólidos.
Na figura 1, onde se pode observar a estrutura do gelo, verifica-se que as ligações que se encontram indicadas a tracejado, são ligações de hidrogénio ou ligações por ponte de hidrogénio. Dentro de cada molécula, as ligações são do tipo covalente.
Os sólidos moleculares apresentam pontos de fusão e pontos de ebulição relativamente baixos, porque as ligações intermoleculares que unem as suas moléculas são relativamente frágeis, quebrando-se com alguma facilidade.
Alguns deles podem mesmo sublimar, por aquecimento, isto é, podem passar diretamente do estado sólido para o estado gasoso, como é o caso do iodo.
Também a água, quando passa ao estado sólido, ficando na forma de gelo, dá origem a um cristal molecular. Neste caso específico, forma-se uma estrutura tridimensional muito aberta, em que cada molécula de água, interactua com três outras moléculas, através de legações intermoleculares específicas, que se chamam ligações por ponte de hidrogénio ou simplesmente ligações de hidrogénio.
Quando o gelo funde, algumas destas ligações são quebradas e as moléculas aproximam-se umas das outras, ocorrendo uma diminuição de volume. É por esta razão, que o gelo é menos denso do que a água no estado líquido e por isso, o gelo flutua sobre a água, ao contrário do que geralmente acontece, em que o sólido é mais denso que o líquido.
Conceito de iônicos.
Uma ligação entre íons ocorre com a transferência definitiva de elétrons, essa ligação é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre íons. A atração que existe entre íons negativos (ânions) e positivos (cátions) dá origem à ligação iônica. 
Os compostos formados por ligações iônicas são denominados de compostos iônicos. Para exemplificar, vamos usar a ligação entre Na e Cl, você já sabe qual substância é formada pela junção desses dois elementos? É o sal de cozinha (NaCl), que recebe a denominação científica de cloreto de sódio, a reação que ocorre para a formação você confere agora. 
O átomo de sódio (Na) não é estável, pois apresenta 1 elétron livre na camada de valência, a estabilidade só será atingida se ele perder um elétron, o que dará origem ao cátion Na+. O átomo de cloro (Cl-) por sua vez também não é estável, pelos mesmos motivos que o Na, e atingirá a estabilidade somente se ganhar um elétron, esse átomo dá origem ao íon Cl-. 
Se os íons já estão formados e eletronicamente estáveis, haverá assim uma interação eletrostática, mais conhecida como ligação iônica. Esse fenômeno químico acontece graças à regra: cargas com sinais opostos se atraem. Veja a equação: 
Na+ + Cl- → NaCl 
Os compostos derivados da ligação iônica são denominados de compostos iônicos e possuem estrutura eletronicamente neutra. 
Características dos compostos iônicos: 
- Apresentam ponto de fusão (P.F.) e ponto de ebulição (P.E.) elevados, esta característica é explicada pelo arranjo cristalino destes compostos. O arranjo molecular de uma ligação está tão fortemente ligado que é preciso um intenso aquecimento para quebrar o arranjo do retículo cristalino, portanto, o ponto de ebulição se eleva. 
- Os compostos iônicos são condutores de eletricidade, tanto os dissolvidos em água, como também os puros no estado líquido. Há existência de íons nestes compostos e como estes possuem liberdade de movimento são atraídos pelo eletrodo, fechando assim o circuito elétrico. 
- Compostos iônicos sólidos à temperatura ambiente apresentam temperatura a 25° C e pressão de 1 atm, e o melhor solvente para esses compostos é a água. 
LIGAÇÕES QUÍMICAS
ESCRITO POR INFOSOLDA. POSTED IN FUNDAMENTOS
 
Ligação química é a denominação dada às forças, fundamentalmente de natureza elétrica, que mantêm os átomos unidos.
 
Os átomos combinam entre si ou com outros elementos em busca da estabilidade. A observação do comportamento dos gases nobres (família 8A ou 0), que são livres ou isolados na natureza, levou à conclusão de que a estabilidade está relacionada com a configuração eletrônica do elemento.
 
teoria do octeto
Em 1919, o norte-americano Irving Langmuir enunciou a teoria do octeto, que afirma o seguinte: "a tendência dos átomos é adquirir oito elétrons na última camada, excetuando-se a camada K, que comporta somente dois elétrons". Assim, quando se combinam, os átomos alcançam a estabilidade, perdendo, recebendo ou mesmo compartilhando elétrons. Em função disso, as ligações químicas são classificadas em três tipos: iônica, covalente e metálica.
  
ligação iônica
A ligação iônica é um processo de transferência de elétrons entre os átomos, ou seja, um átomo cede elétrons enquanto outro recebe elétrons para alcançar a estabilidade. A ligação iônica ocorre entre metais e não-metais.
Os metais são elementos que contêm poucos elétrons na última camada, assim a tendência desses elementos é perder esses elétrons que apresentam baixa energia de ionização. Quando perdem elétrons, os metais formam íons positivos, denominados cátions.
Os não-metais apresentam em geral vários elétrons na última camada (acima de quatro); assim, preferem receber elétrons formando íons negativos, denominados ânions. Exemplos:
 
Os átomos de sódio e cloro, após o processo descrito, alcançam a estabilidade química obedecendo à regra do octeto. Na combinação, há necessidade de um átomo de sódio para um átomo de cloro. Formados o cátion e ânion, eles se atraem por forças eletrostáticas resultando no par iônico que pode ser representado pela fórmula iônica Na+CI- ou molecular NaCI. Na prática, milhares de átomos de sódio e cloro reagem entre si.
 
energia reticular
A energia liberada pelos pares iônicos na formação do cristal é denominada de energia reticular. Analisando a ligação iônica sob o aspectoenergético, percebe-se que a formação do cátion e do ânion, no estado gasoso, é acompanhada de trocas de energia absorvida ou liberada, respectivamente. O balanço dessas energias resulta num sistema de alto conteúdo energético. Para obter um estado energético menor, mais estável, os pares iônicos movimentam-se para formar o retículo cristalino ou sólido iônico.
 
ligação covalente
       Ligação covalente é outra forma de combinação entre átomos que, para adquirirem estabilidade, compartilham elétrons. Em geral, esse tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam vários elétrons na última camada (não-metais e semi-metais ).0 hidrogênio, apesar de ter apenas um elétron, também se combina por covalência adquirindo estrutura semelhante à do hélio, gás nobre. A ligação covalente pode ser de dois tipos: covalente comum e covalente dativa ou coordenada.
 
ligação covalente comum
Na ligação covalente comum, o compartilhamento de elétrons é efetuado através da sociedade de elétrons fornecidos por ambos os átomos. Podem ser com partilhados um, dois ou três pares eletrônicos que constituem as ligações simples, dupla ou tripla, respectivamente.
Um exemplo bastante simples de ligação covalente comum é a molécula de hidrogênio (H2) cujos átomos apresentam apenas um elétron, ou seja, 1s1. Os dois átomos aproximam-se até uma certa distância internuclear e atingem um nível de energia mínimo, ou seja, uma situação de estabilidade máxima, caracterizada por um equilíbrio máximo entre as forças de atração e de repulsão elétricas existentes entre os dois núcleos e os elétrons das duas eletrosferas. Os dois orbitais se superpõem e forma-se o orbital molecular, constituído de um par eletrônico e denominado de ligação simples.
 
átomos de H isolados
 
fórmulas de substâncias
A fórmula de substâncias moleculares pode ser representada de três modos diferentes, ou seja, por meio da fórmula eletrônica (estrutura de Lewis), por meio da fórmula estrutural plana e por meio da fórmula molecular. No caso do hidrogênio as representações são:
 
H • • H => fórmula eletrônica
H — H => fórmula estrutural plana
H2             => fórmula molecular
 
Na molécula de gás carbônico (CO2), a estabilidade ocorre através de ligações duplas e na molécula de nitrogênio (N2), a estabilidade ocorre através de ligações triplas. 
As fórmulas dessas substâncias são:
A eletronegatividade dos elementos químicos influencia as ligações covalentes comuns de tal forma que se podem distinguir dois tipos de moléculas: as polares e as apolares.
 
Ligação covalente polar
Na ligação covalente polar, quando os elementos químicos que participam da ligação são diferentes, os átomos mais eletronegativos atraem para si o par eletrônico da ligação. Dessa forma, a molécula se comporta como um dipolo elétrico devido à diferença de densidade eletrônica ao redor dos átomos.
 
Ligação covalente apolar
Quando os átomos são iguais, as eletronegatividades são idênticas e o par eletrônico da ligação fica equidistante dos dois átomos, exatamente no eixo de simetria. Nesse caso a ligação é covalente apoiar.
 
ligação covalente dativa
Na ligação covalente dativa ou coordenada, o compartilhamento de elétrons é formado por par eletrônico proveniente de apenas um átomo participante da ligação.
Na molécula do dióxido de enxofre (SO2), por exemplo, o átomo de enxofre atinge o octeto ao se ligar a um átomo de oxigênio numa ligação dupla; porém o segundo oxigênio deve ligar-se por meio da ligação dativa. Na fórmula estrutural plana, a ligação dativa é indicada por uma seta que parte do átomo doador para o átomo receptor. No caso do SO2 tem-se a seguinte configuração eletrônica para o enxofre e para o oxigênio:
 
ligação metálica
A principal característica dos elementos metálicos é apresentar poucos elétrons na última camada, ou camada de valência; portanto, tendem a ceder elétrons. Na ligação metálica, átomos liberam elétrons mais externos (elétrons de valência) formando íons positivos ou cátions.
Os íons estão posicionados em estruturas bem organizadas denominadas retículo cristalino. Os elétrons livres movimentam-se dentro dos limites da estrutura como uma nuvem eletrônica. íons e elétrons são mutuamente atraídos por atração eletrostática. O modelo também é conhecido como gás eletrônico.
O modelo do gás eletrônico ou nuvem eletrônica explica a propriedade de alta condutibilidade elétrica, pois os elétrons livres favorecem a rápida transmissão de carga elétrica através do metal, quando se aplica uma diferença de potencial elétrico. O calor também é facilmente transferido pelos elétrons livres ou por vibração de íons no retículo cristalino.
Quando é submetido à luz visível, o metal absorve todas as freqüências de radiações e, portanto, apresenta-se opaco. Porém, quando a superfície está limpa, o metal é brilhante, prateado ou cinzento (com exceção do ouro e cobre, que são amarelados). Nesse caso, os elétrons livres da superfície metálica absorvem as radiações da luz, oscilam e aceleram a reflexão total dando origem ao brilho metálico.
 
estrutura cristalina
Estudos por difração de raio-X dos metais revelam  que os átomos apresentam-se em arranjo regular, geométrico, no espaço e o seu empacotamento, isto é, a maneira como os átomos estão reunidos, é compacto. Os átomos do metal são idênticos entre si, assim como as forças de atração, o que favorece a formação de camadas compactas sem desperdício de espaço. Outros compostos apresentam arranjos espaciais menos compactos devido às forças de ligações específicas entre os átomos. Esse arranjo tridimensional simétrico no espaço é denominado retículo cristalino ou rede cristalina.
 
número de coordenação
No retículo cristalino, cada átomo apresenta um número de vizinhos, denominado número de coordenação, O número de coordenação para metais é alto (8 ou 12). para sólidos tônicos é intermediário (4 a 8) e para sólidos moleculares é baixo (1 a 6). Esta variação explica a densidade dos três tipos de sólidos, onde os metais que apresentam empacotamento compacto são mais densos.
 
célula unitária
O sistema cristalino ou rede cristalina é formado por um conjunto contínuo e paralelo de uma unidade básica que apresenta também uma simetria geométrica denominada célula unitária.
O retículo cristalino divide-se em sete formas geométricas: cúbico, hexagonal, tetragonal, ortorrômbico, monoclínico, triclínico e romboédrico. Os metais mais comuns, com exceção do magnésio e do zinco que são hexagonais, apresentam-se na forma cúbica.
No reticulo cristalino, os átomos apresentam arranjos diferentes, formando os tipos de células unitárias.
 
Quando as diferenças de eletronegatividade entre os elementos da ligação química são altas, diz-se que a ligação é tão polarizada que passa a constituir a ligação iônica.
Além das ligações normais que ocorrem entre os átomos - iônica, covalente e metálica - destacam-se ainda as forças intermoleculares, isto é, ligações que ocorrem entre as moléculas.
Ligações intermoleculares
As principais ligações intermoleculares são as ligações dipolo-dipolo; pontes de hidrogênio e forças de Van der Walls (ou de London).
dipolo-dipolo
Quando uma molécula é polar, como por exemplo o HCI, percebe-se uma extremidade mais eletropositiva e outra mais eletronegativa. O lado positivo de uma molécula atrai o lado negativo de uma molécula vizinha; o lado positivo dessa molécula vizinha, por sua vez, atrai o lado negativo de outra e assim por diante. Essas forças recebem o nome de ligações dipolo-dipolo.
pontes de hidrogênio
As pontes de hidrogênio são um caso extremo de atração dipolo-dipolo, em que o hidrogênio se liga a átomos pequenos e fortemente eletronegativos, especialmente o flúor, o oxigênio e o nitrogênio. A forte atração que se estabelece entre o hidrogênio e esses elementos chama-se ligação ou ponte de hidrogênio, e existe fundamentalmente nos estados sólido e líquido.
A água (H2O) éum dos compostos que apresenta pontes de hidrogênio acentuadas. Essas pontes são responsáveis pelo elevado ponto de ebulição da água e pelo seu ponto de fusão. A água apresenta ponto de ebulição mais alto que compostos semelhantes, tais como: H2S, H2Se e H2Te. Na tabela periódica, o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se) e o telúrio (Te) pertencem à mesma família.
pontes de hidrogênio na água líquida e na água sólida (gelo)
 
Uma molécula, mesmo sendo apoiar, é formada por muitos elétrons que se movem; pode ocorrer, num dado instante, uma maior concentração de elétrons em um lado da molécula, o suficiente para polarizá-la por um instante. Estando polarizada momentaneamente, a molécula, por indução elétrica, provocará a polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca entre ambas. Essa atração é chamada de força de Van der Waals ou força de dispersão de London.
Por exemplo, no cloro sólido, a ligação que une Cl - Cl para formar a molécula é a ligação covalente normal. Aquelas que mantêm as moléculas unidas entre si, no estado sólido, são as ligações de Van der Waals.
 
forças de Van der Waals
As ligações dipolo-dipolo não se aplicam às moléculas apolares, como por exemplo H2, F2, Cl2, CO2, CCI4 , nem aos gases nobres que são formados por átomos isolados. Não havendo atração elétrica entre essas moléculas, elas deveriam permanecer afastadas, ou seja, somente no estado gasoso; contudo, muitas substâncias apolares são líquidas e, mesmo quando gasosas, como H2, F2, podem ser liquefeitas e solidificadas sob temperaturas muito baixas; a explicação para a união dessas moléculas está nas forças de Van der Waals, ou forças de dissipação de London, que são fraquíssimas quando comparadas com as forças dipolo-dipolo.
Evidentemente as atrações entre dipolos temporários são muito mais fracas que as atrações entre dipolos permanentes e isto explica porque é muito mais difícil liquefazer e solidificar as substâncias polares do que as polares.
Por exemplo, enquanto o gás clorídrico(HCI, polar) passa para o estado líquido a -83°C, o gás flúor (F2, apoiar) só será liquefeito a -187°C.
 
 Link Relacionado:
Soldagem – Coleção tecnológica SENAI – 1ª ed. 1997
 
2- Qual a relação existente entre as forças de ligações e a temperatura de
fusão de uma substância, seja ela sólida líquida ou gasosa.
Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maiores serão as temperaturas de ebulição e de fusão. 
As interações intermoleculares são mais fortes, geralmente, para as ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio), mais fracas para os dipolos permanentes e muito mais fracas para os dipolos temporários (forças de London). 
Se vc quer saber pq aqui vai um texto retirado de uma apostila minha: 
Quando uma substância polar ou apolar está no estado líquido ou sólido, suas moléculas são mantidas juntas pelas interações intermoleculares. Se essa substância sólida ou líquida for aquecida até atingir a temperatura de fusão (para o sólido) e ebulição (para o líquido), tais interações entre suas moléculas começarão a ser rompidas. A partir do ponto de ebulição, a substância passa para o estado gasoso, quando, então, suas moléculas ficam separadas umas das outras. Por exemplo, na água líquida ou sólida, as moléculas são mantidas juntas por meio de pontes de hidrogênio. Ao ser aquecida até o ponto de ebulição (100° ao nível do mar), suas moléculas começam a se separar e, após essa separação, temos água no estado gasoso. Essa separação só é possível porque as pontes de hidrogênio que mantinham as moléculas juntas começam a se romper ao se atingir a temperatura de 100°. 
Ou seja, quanto mais fortes forem as interações intermoleculares, maiores serão as temperaturas de fusão e de ebulição. 
https://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20091124021003AAhM3T8
03) De acordo com os resultados dos experimentos realizados na parte I,
identifique cada um dos sólidos utilizados como sendo: ferro, grafite, NaCl e
C12H22O11.
C12H22O11 - Sacarose (açúcar cristalina) - Covalente
NaCl – Cloreto de Sódio ( Sal de cozinha) - Iônica
Grafite – Metálico 
Ferro – Metálico 
04) Na tabela I acima, foi fornecida a temperatura de fusão dos sólidos
analisados no experimento. Explique as diferenças nas temperaturas de fusão
dos sólidos de acordo com o tipo de ligação química que mantém seus átomos
unidos.
05) Explique o resultado do experimento em relação à condutividade elétrica do
NaCl e do Fe.
06) Por que o açúcar não conduz corrente elétrica nem mesmo em solução?
Segundo a literatura para se conduzir corrente uma substância deve ter o caráter iônico, ou seja, em solução transformar-se em íons, mas no caso do açúcar é uma substância molecular, sua molécula é formada por ligações covalentes. 
Quando colocada em solução sua molécula permanece inteira, não tendo a característica de formação de íons, portanto não conduzindo a corrente.
07) O grafite é formado por átomos de carbono. Sua estrutura cristalina é dada
abaixo:
Por ser um composto formado apenas por ametais, seria esperado que este
sólido não fosse um condutor de eletricidade, assim como o açúcar. Explique a
condutividade elétrica do grafite.
No caso do grafite, os átomos de carbono formam anéis hexagonais contidos num mesmo espaço plano, formando lâminas que se mantêm juntas por forças de atração mútua. Essas lâminas se sobrepõem umas às outras, permitindo uma espécie de deslizamento ou deslocamento dos planos. Isso explica por que o grafite possui pouca dureza, pois essa propriedade facilita o desgaste do sólido. Em virtude dessa propriedade, o grafite é usado como lubrificante em engrenagens e rolamentos. Veja a seguir a sua estrutura:
Observe os anéis hexagonais formados. Neles está a resposta de por que o grafite conduz eletricidade: nos anéis hexagonais existem duplas ligações, ou ligações pi (π), conjugadas, que permitem a migração dos elétrons. Além disso, os carbonos assumem uma hibridização sp2 (plana), formando, como já dito, folhas superpostas como "colmeias", isto é, que estão paralelas; e ligações em planos diferentes, que são mais fracas, permitindo a movimentação de elétrons entre os planos, ou seja, ocorre a transferência da eletricidade.
08) Explique, em termos de ligação química, a diferença de intensidade da
lâmpada apresentada nos testes com os reagentes ácidos (parte II).
O ácido cloridrico só conduz eletrecidade quando em solução aquosa, porque, ele se ioniza em H+ e Cl- o que torna a solução eletrolitica cuja uma das caracteristicas principais é a condução de eletrecidade. Em solução aquosa, o ácido sofre ionização, a base dissociação eletrônica, o que libera o H+ no caso dos ácidos como cátion e o OH- como ânion no caso das bases e separa os íons das ligações(covalente, iônica, pontes de hidrogênio), permitindo que eles conduzam corrente elétrica.
Acido Acético - Sabe-se que para conduzir corrente elétrica, existe a dependência da formação de íons e também da quantidade de íons formados, quanto mais íons forem formados em meio aquoso, maior a corrente, pois haverá cargas positivas e negativas na solução. Dessa forma, o vinagre é composto por ácido acético, um ácido fraco, que apresenta grau de ionização em torno de 4%, ou seja, ele não ioniza-se totalmente em meio aquoso, são formados uma baixa quantidade de íons. 
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