Propriedades das substâncias - Química Geral

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Propriedades das substâncias
	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;
Os átomos ligam-se para adquirir maior estabilidade com o mínimo de energia.
Gases Nobres (8A): são encontrados isoladamente porque são estáveis por natureza. O gás hélio (He) tem dois elétrons na camada K. O neônio (Ne), argônio (Ar), criptônio (Kr), xenônio (Xe) e radônio (Rn) apresentam oito elétrons na camada de valência (que é a última camada).
Teoria do Octeto: os átomos ligam-se, isto é, eles tendem a perder, ganhar ou compartilhar elétrons, procurando adquirir configuração eletrônica de gás nobre mais próximo deles, na tabela periódica.
Metais: possuem menos de quatro elétrons na camada de valência, apresentam alta eletropositividade, adquirem o octeto perdendo elétron(s) e estabilizam-se formando cátions.
Ametais ou Não-Metais: possuem mais de quatro elétrons na camada de valência, apresentam alta eletronegatividade, adquirem o octeto ganhando elétron(s) e estabilizam-se formando ânions.
Ligação Química Iônica ou Eletrovalente
A ligação iônica consiste na transferência de elétron(s) de um metal (íon catiônico) para um ametal (íon aniônico). Essa transferência de elétron(s) é originária de uma forte atração eletrostática entre esses íons. Os compostos que apresentam essa ligação são chamados compostos iônicos.
Utilizando o método de Lewis, no qual é representado o último nível eletrônico do átomo ou camada de valência por pontos.
Escrevendo a fórmula iônica, temos:
[Na]+ [Cl]-
Portanto sua fórmula iônica é NaCl.
Características das Substâncias Iônicas
As fortes atrações eletrostáticas entre cátions e ânions, em uma substância iônica, têm suas conseqüências;
Toda substância iônica é sólida e forma um retículo cristalino, nas condições ambientes.
Os pontos de Fusão (PF) e de ebulição (PE) são bem altos.
As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou quando dissolvidas em água.
Portanto, lembre-se:
Metal + Ametal → Ligação Iônica → Substância Iônica → Sólido
As substâncias iônicas possuem pelo menos uma ligação iônica, ou seja, quando há transferência definitiva de elétrons de um dos átomos para outro, formando íons. O átomo do elemento que perdeu os elétrons fica com carga positiva e é um íon chamado de cátion, enquanto o átomo que recebeu os elétrons, ficando com carga negativa, é o ânion.
Existem íons simples (formados apenas por um átomo) e íons compostos (formados por grupos de átomos de elementos químicos diferentes que, juntos, ganharam ou perderam um ou mais elétrons). A seguir temos uma tabela com a lista dos ânions e cátions, simples e compostos, que formam os compostos iônicos.
Tabela de ânions que formam as substâncias iônicas
Tabela de cátions que formam as substâncias iônicas
Entre os ânions mostrados acima, os mais importantes são: cloreto, carbonato, nitrato e sulfato. Eles ligam-se com elementos menos eletronegativos que eles e formam os principais sais encontrados na natureza e em nosso cotidiano. O cloreto é um ânion simples, enquanto os demais grupos são todos ânions compostos.
Os sais são substâncias iônicas inorgânicas que, segundo a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius, podem ser definidos como compostos que em meio aquoso liberam pelo menos um cátion diferente de H+ (ou H3O+) e pelo menos um ânion diferente de OH-.
Os sais formados por ânions compostos possuem ligações iônicas e covalentes, sendo que os ânions são formados por ligações covalentes (com compartilhamento de elétrons), e a ligação entre esses ânions e um metal ou um semimetal é iônica.
Por exemplo, o nitrato de sódio (NaNO3) é formado pela ligação iônica entre o cátion sódio (Na+) e o ânion nitrato (NO3-), ocorrendo a transferência de um elétron. Observe abaixo que há essa ligação iônica, mas a ligação que forma o ânion é covalente:
Esta, porém, é só a fórmula unitária. As substâncias iônicas ficam unidas, na verdade, formando grandes aglomerados de formas geométricas bem definidas que são chamados de retículos cristalinos. Isso acontece em virtude da atração eletrostática que há entre essas cargas de sinais opostos, os íons acabam se atraindo aos que estão mais próximos, formando esses retículos, em que vários ânions ficam ao redor de um cátion e vice-versa. A quantidade de íons que fica ao redor de um íon de carga oposta é chamada de número de coordenação.
Por exemplo, a seguir temos o sal sulfato de cobre (CuSO4) e uma ilustração do seu retículo cristalino:
Em razão desses arranjos, as substâncias iônicas possuem as seguintes propriedades principais:
São sólidas em temperatura ambiente;
Apresentam elevados pontos de fusão e ebulição;
São duras e quebradiças;
Conduzem corrente elétrica quando dissolvidas na água e quando fundidas.
Abaixo temos os textos que explicam sobre como os ânions cloretos, carbonatos, nitratos e sulfatos se formam, sua constituição, propriedades, fontes, importância, aplicações e exemplos de substâncias iônicas que os contêm. Acesse cada um deles para ficar por dentro de todos esses detalhes:
* Cloretos;
* Carbonatos;
* Nitratos;
* Sulfatos.
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;
Ligação covalente é uma ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de eletrões entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. O nome ligação covalente surgiu em 1939. 
Átomos tendem a compartilhar elétrons de modo que suas camadas eletrônicas externas sejam preenchidas e eles adquiram uma distribuição eletrónica mais estável. A força dessas ligações é maior que a das interações intermoleculares e comparável à da ligação iônica. Existem dois tipos principais, a ligação-σ (ligação sigma) e a ligação-π (ligação pi)
Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover completamente um elétron requer muita energia.
Um tipo especial de ligação covalente é a ligação covalente dativa, também conhecida como ligação covalente coordenada, que ocorre quando um único átomo fornece ambos os elétrons da ligação. Cada átomo pode potencialmente ceder apenas um par de elétrons para o outro.
Esse tipo de ligação tende a ser mais forte que outros tipos de ligações, como a iônica. Ao contrário das ligações iônicas, nas quais os íons são mantidos unidos por atração coulômbica não direcional, ligações covalentes são altamente direcionais. Como resultado, Moléculas covalentemente ligadas tendem a formar-se em um número relativamente pequeno de formas características, exibindo ângulos de ligação específicos.
 
A grafita é uma exceção em relação aos outros compostos covalentes, quando se trata da propriedade de conduzir corrente elétrica
Os compostos covalentes, também denominados compostos moleculares, são aqueles que possuem exclusivamente ligações covalentes. Alguns exemplos são:
       Água                    Gás carbônico
H ─ O ─ H                 O ═ C ═ O
Algumas características e propriedades desses compostos são explanadas abaixo:
Estados Físicos: os compostos covalentes podem ser encontrados nos três estados físicos à temperatura ambiente, conforme mostra o quadro abaixo. Porém, em razão de suas moléculas se atraírem menos intensamente, os compostos covalentes são, em geral, gases ou líquidos. Observe também, no quadro, que quanto maior a massa molar e quanto mais intensas forem as forçasintermoleculares, maior será a tendência para o composto ser sólido em temperatura ambiente.
Polaridade: existem compostos covalentes tanto polares como apolares. O que irá determinar sua polaridade será a diferença de eletronegatividade entre os átomos envolvidos na ligação covalente. Se houver diferença de eletronegatividade, significa que o composto será polar; mas se não houver diferença de eletronegatividade entre os átomos, não haverá deslocamento de carga na molécula e esse composto será apolar;
Pontos de fusão e ebulição: pelo fato de apresentarem baixa atração entre suas moléculas, a energia necessária para separá-las e fazê-las mudar de estado de agregação é pequena, por isso seus pontos de ebulição e de fusão são inferiores aos das substâncias iônicas. Esse fato também varia proporcionalmente com a massa molar e as forças de intermoleculares dos compostos, ou seja, com o aumento da massa molar e da intensidade das forças intermoleculares, os pontos de fusão e de ebulição aumentam e vice-versa.
Condutividade Elétrica: na sua forma pura, a maioria das substâncias covalentes não conduz corrente elétrica, isto é, comporta-se como isolante. Uma exceção é a grafita, que conduz corrente elétrica por possuir ressonância nos elétrons de sua ligação dupla;
Solubilidade: a solubilidade desses compostos em água e em outros solventes, como o álcool e o querosene, é bastante variada. Isso se dá porque, conforme já dito, existem compostos moleculares polares e apolares. De modo que os polares se dissolvem em compostos também polares e os apolares se dissolvem em substâncias apolares, ou seja, semelhante dissolve semelhante;
Tenacidade (resistência): baixa tenacidade, sendo sólidos quebradiços.
Os átomos dos gases N2 e O2 estão unidos por meio de ligação covalente. Para entender esse tipo de ligação, vamos analisar, antes, o gás cloro (Cl2).
Nesse gás, dois átomos de cloro estão unidos. Isso acontece porque o cloro apresenta apenas sete elétrons na camada de valência (3s2 3p5), sendo, assim, um átomo instável.
17Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Sua estabilidade é atingida ao se unir, por exemplo, a outro átomo de cloro. Aproximando-se de outro átomo de cloro, os dois podem compartilhar um par de elétrons. O par de elétrons passa, então, a “pertencer” simultaneamente aos dois átomos. A atração dos núcleos sobre esse par de elétrons compartilhados é que mantém os átomos unidos. Esse compartilhamento é chamado Ligação covalente, um tipo de ligação que ocorre sempre entre átomos ametálicos, pois eles são muitoeletronegativos e quase nunca doam seus elétrons. Nesse caso, ocorreu ligação entre dois átomos de um mesmo elemento químico (Cl) e formou-se uma molécula (Cl2).
Representação de Lewis, onde dentro da ogiva consta um par de elétrons compartilhado:
Veja as fórmulas estrutural e molecular abaixo, respectivamente:
Cl─Cl e Cl2
Podemos concluir que:
Ametal + Ametal → Ligação Covalente → Substância molecular → Sólido ou Líquido ou Gás
Analogamente, podemos dizer que, para atingir o octeto, os ametais do grupo 6A(16) devem compartilhar dois pares de elétrons; os do grupo 5A(15), três pares; e os do 4A(14), quatro pares.
Agora, podemos montar as fórmulas estruturais eletrônicas dos gases N2 e CO2, respectivamente:
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio e não-metais e hidrogênio com hidrogênio.
Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui um elétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétrons na última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogênio compartilham seus elétrons ficando estáveis:
Ex.  H (Z = 1)  K = 1
H – H    →   H2
O traço representa o par de elétrons compartilhados.
Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons  em sua eletrosfera. Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomos compartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligação covalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um composto molecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando possui apenas ligações covalentes
Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica
 
Cl – Cl
Fórmula Estrutural
 
Cl 2
Fórmula Molecular
Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi, tri ou tetravalentes.
A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.
Fórmula de Lewis
 
 
Fórmula Estrutural
 
H2O
Fórmula Molecular 
A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. O oxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1 é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre o átomo de oxigênio.
A ligação covalente pode ser representada de várias formas.
As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais   .   ou   x  são chamadas de fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.
Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmula estrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados. 
A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomos têm na molécula. 
Veja o modelo:
                    H .  .  H                                   H – H                                   H2
Fórmula de Lewis ou eletrônica    Fórmula Estrutural Plana     Fórmula Molecular
Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação:
	ELEMENTO
	COMPARTILHA
	VALÊNCIA
	REPRESENTAÇÃO
	HIDROGÊNIO
	1é
	1
	H –
	CLORO
	1é
	1
	Cl –
	OXIGÊNIO
	2é
	2
	– O –  e  O =
	ENXOFRE
	2é
	2
	– S –  e S =
	 
NITROGÊNIO
	 
3é
	 
3
	    |
– N – , = N –  e N ≡
	 
CARBONO
	 
4é
	 
4
	    |
– C –  , = C = , = C 
|                       |
e  ≡ C –
 
3) 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;
São compostos que só apresentam ligações covalentes entre seus átomos, intramoleculares, mas não entre moléculas, intermoleculares.
Exemplo: H2O, H2SO4 e NO2
Propriedades dos compostos covalentes ou moleculares – Um composto é molecular quando sua estrutura apresentar apenas ligações covalentes.
– Não possuem íons; possuem moléculas.
– Baixa condução de corrente elétrica (exceto grafite) quando puras. No entanto, quando em solução aquosa, se houver formação de íons (ionização), passam a conduzir corrente elétrica.
– Podem ser sólidos, líquidos ou gasosos.
– Apresentam baixas temperaturas de fusão e de ebulição (não resistem ao calor).
– Geralmente, são insolúveis em água. A solubilidade em água vai depender da polaridade da molécula.
As substâncias metálicas são constituídas por iões positivos e electrões livres. Estas têm uma forte força de coesão e variáveis pontos de ebulição. São boas condutoras da electricidade. Isto deve-se ao facto de nos metais existirem electrões com grande mobilidade A maior parte encontra-se sólida à temperatura ambiente. São maleáveis, dúcteis, duras e não quebradiças.
Diamante e Grafite
O diamante e o grafite são formado por átomos unidos por ligações covalentes simples em toda a sua extensão. E estes têm uma forte força de coesão e um ponto de ebulição elevado. O diamante é um mau condutor mas o grafite é um bom condutor eléctrico. Ambos sólidos à temperatura ambiente. O diamante é muito duro (substância mais dura que existe na Natureza) e a grafite é mole, quebradiça e risca o papel.