Química Geral

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)