Tema 01 - Estados de agregação da matéria

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Estados de 
agregação da matéria
Prof. Marcio Franco
Descrição
As características dos estados físicos da matéria e os processos de transformação de fase, bem como o
comportamento e as propriedades da matéria no estado gasoso.
Propósito
Conhecer os tipos de estado físico, bem como suas propriedades (físicas e químicas), suas transformações
e as interações intermoleculares é essencial para a compreensão dos diversos fenômenos de
transformação química pelos quais as substâncias podem passar em processos industriais químico-
farmacêuticos.
Preparação
Antes de iniciar este conteúdo, certifique-se de que você tem papel e caneta para anotações, pois existem
muitos detalhes, e as anotações poderão ajudar em seus estudos.
Objetivos
Módulo 1
Estados físicos da matéria
Identificar os estados físicos pelas características apresentadas pela matéria.
Módulo 2
Mudanças de fase da matéria
Reconhecer as mudanças de fase da matéria, bem como as interações intermoleculares e suas
influências nas propriedades de cada estado físico.
Módulo 3
Substâncias no estado gasoso
Identificar o comportamento e as propriedades das substâncias no estado gasoso.
Neste conteúdo, estudaremos os estados físicos das substâncias resultantes do fluxo de energia (fluxo
de entrada e saída) entre os vários estados físicos. Esse fluxo de energia provoca mudança na energia
interna da matéria, que vibra de forma diferenciada.
Desse modo, aprofundaremos os estudos nas características gerais dos estados físicos mais comuns:
estados sólido, líquido e gasoso e também o estado físico plasma, que não é um estado que existe nas
condições normais da natureza, porém, em condições especiais ele se apresenta e também será
estudado.
Uma vez que os estados físicos estão presentes na natureza e as características principais tenham
sido estudadas (temperatura, forma, volume, energia interna e agitação/vibração molecular), devemos
responder a uma pergunta: como as moléculas em cada estado físico interferem umas nas outras? Em
outras palavras: como as moléculas componentes de um sólido interferem no comportamento do
sólido? E dos outros estados?
Vamos, então, entender as interações entre as moléculas e como influenciam em cada estado físico.
Estudaremos mais especificamente o estado gasoso, o qual apresenta uma série de propriedades pelo
Introdução
Orientações sobre unidades de medidas
Em nosso material, unidades de medida e números são escritos juntos (ex.: 25km) por questões de
tecnologia e didáticas. No entanto, o Inmetro estabelece que deve existir um espaço entre o número e a
unidade (ex.: 25 km). Logo, os relatórios técnicos e demais materiais escritos por você devem seguir o
padrão internacional de separação dos números e das unidades.
1 - Estados físicos da matéria
Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car os estados físicos pelas características
apresentadas pela matéria.
fato de as moléculas que o compõem se apresentarem sempre com alta energia e sob forte agitação
molecular, porém, em condições aceitáveis e observáveis na natureza.
AVISO: orientações sobre unidades de medidas
De�nição de matéria
A matéria é definida como aquilo que existe e ocupa lugar no espaço. Podemos dizer que matéria é somente
aquilo que podemos tocar? A resposta correta é sim, mas nem sempre o toque é percebido pelo ser
humano. O toque é facilmente percebido em alguns estados físicos, mas em outros a percepção torna-se
um pouco dificultada. Qual a diferença entre eles? Para responder a essa questão, devemos estudar a
natureza da matéria e quais fenômenos estão presentes de modo a caracterizar cada estado físico.
Natureza da matéria
Toda substância é formada por um conjunto de átomos ligados entre si que formam o que chamamos de
molécula. As substâncias que existem na natureza apresentam formas geométricas bem específicas e
podem ser vistas na Figura 1, em que a representação de um conjunto de moléculas genéricas é
apresentada.
Figura 1 - Representação de um conjunto de moléculas genéricas.
Vamos observar a matéria mais de perto?
A Figura 2 mostra a estrutura da matéria e suas partículas constituintes. Conforme dito anteriormente, a
matéria é formada por moléculas. Essas moléculas são constituídas por átomos compostos por prótons e
nêutrons em uma região chamada núcleo e por outra região externa ao núcleo onde se encontram os
elétrons. Se os átomos forem subdivididos, poderão formar partículas elementares chamadas glúons,
quarks e os elétrons que já estavam presentes na estrutura do átomo.
Figura 2 – A estrutura da matéria.
Comportamento da matéria
Como tudo na natureza, a matéria apresenta-se em contínuo movimento. Mesmo que esse movimento seja
muito pequeno e imperceptível aos nossos olhos, ele está lá. Imagine, agora, um objeto qualquer sobre a
mesa. Embora aos nossos olhos ele pareça completamente parado, em nível molecular (microscópico),
suas moléculas continuam se movimentando. Logo, podemos dizer que toda matéria apresenta movimento
microscópico. A ausência de movimento é uma condição teórica nunca alcançada na natureza em uma
temperatura extremamente baixa chamada de zero absoluto. Na escala Celsius, essa temperatura
corresponde a –273,15°C. O recurso a seguir mostra esse comportamento da matéria no zero absoluto ou
fora dele:
Fora do zero absoluto: temperatura maior que –273,15°C
Os átomos se movem ou vibram o tempo todo e têm energia.
Zero absoluto: temperatura –273,15°C
O zero absoluto é a temperatura na qual as moléculas da matéria não possuem energia cinética,
portanto, todas as partículas param de se mover, de acordo com a mecânica quântica.

Comentário
Dependendo da temperatura, a matéria (ou seus constituintes — átomos e moléculas) apresentará maior ou
menor movimento (sempre acima do zero absoluto). Isso tem relação direta com sua energia interna. Logo,
o fluxo de energia influencia o comportamento da matéria e consequentemente sua mudança de fase.
Processos que necessitem de aumento de temperatura para ocorrerem são chamados endotérmicos.
Podemos dizer que a entalpia do processo aumenta. Processos em que há redução de temperatura para
que eles aconteçam, dizemos que são processos exotérmicos. Esses dois processos apresentam fluxos de
energia distintos que podem ser vistos na Figura 3.
Nos processos exotérmicos a energia sai da substância, provocando o resfriamento dela, enquanto nos
endotérmicos, a energia do meio entra na substância, provocando seu aumento de temperatura.
Figura 3 – Representação do fluxo de energia em processos exotérmicos e endotérmicos.
O Quadro 1 mostra o comportamento da matéria (movimento) em função de sua energia interna.
Condição X estado
Energia /
Temperatura baixa
Energia /
Temperatura média
Energia / Temperatura
alta
Estado 1 Pouco movimento Grande movimento Mudança de estado
Estado 2 Grande movimento Grande movimento Mudança de estado
Estado 3 Grande movimento Movimento caótico Mudança de estado
Estado 4 Não ocorre Não ocorre
Movimento caótico
energizado
Quadro 1 – Comportamento da matéria em função da energia interna e da temperatura. 
Elaborado por: Marcio Gonçalves Franco.
Cada condição mostrada no Quadro 1 revela um estado. Neste momento,
passaremos a chamar esses estados de estado físico. Vamos estudar as condições
de cada estado físico?
Estados físicos da matéria
Como vimos no Quadro 1, os estados se apresentam de forma distinta quando as energias internas são
diferentes. Chamamos esses estados (em condições distintas de energia interna, temperatura e movimento
molecular) de estados físicos. Em outras palavras, é a energia interna (revelada pela temperatura) que
define o comportamento das moléculas, como seu movimento molecular ocorre e, consequentemente, seu
estado físico.
Atenção!
Podemos afirmar também que toda vez que a energia entra na matéria, ela provoca aumento da energia
interna de suas moléculas. Na natureza, são observados três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Em
condiçõesexcepcionais, podemos incluir o plasma como quarto estado físico da matéria.
Mas como podemos diferenciá-los? Comecemos pelos estados sólido e líquido. Para ilustrar esse conceito,
imagine dois recipientes: um que contém água retirada da torneira e outro que contém pedras de gelo recém
retiradas do congelador. Embora os estados físicos sejam perceptíveis a olho nu, alguns detalhes podem
não ter sido observados:
A água líquida assume a forma do recipiente que a contém (não tem forma própria) e sua
temperatura é maior que a da água sólida (gelo). Diz-se que a energia contida na água líquida é maior
do que a energia contida na água sólida ou gelo. Isso também pode ser dito em relação à
temperatura e agitação das moléculas que estão presentes na água sólida e líquida.
A água sólida (gelo) se apresenta com forma definida e temperatura inferior à da água líquida. Em
relação à energia interna e temperatura, o sólido apresenta propriedades inversas às do líquido: a
energia contida na água sólida é menor que a energia contida na água líquida.
Água líquida 
Água sólida 
Nesses dois casos, pode-se tocar na substância e perceber o estado físico que elas
apresentam, porém, as duas apresentam particularidades. Essas duas observações
nos levam a refletir sobre o conceito de vibração molecular ou agitação molecular.
Quando a matéria é atingida por fluxo de energia, a movimentação das moléculas aumenta. Nesse caso,
temos a vibração ou agitação molecular aumentando. Podemos dizer também que a matéria mais fria (no
estado sólido) apresenta vibração ou agitação molecular menor do que a mesma substância em estado
líquido. Agora, vamos definir o conceito de vibração ou agitação molecular?
Vibração ou agitação molecular
É o movimento que as moléculas fazem naturalmente, entretanto, é alterado quando a matéria recebe fluxo
de energia. Se o fluxo é de entrada, ocorre aumento da temperatura e da vibração. Se a energia for removida,
ocorre queda da temperatura e da vibração molecular.
O conceito de vibração molecular que discutimos e que foi usado como exemplo para a mesma substância
(água) nos estados físicos sólido e líquido, também pode ser aplicado à diferenciação dos demais estados
físicos. A Figura 4 mostra a mesma substância, água, em três estados físicos distintos:
Figura 4 – Estados físicos da matéria – Exemplo com a substância água.
Depois do que foi exposto até aqui, ficou fácil perceber que os diferentes estados físicos podem existir para
a mesma substância. Lembre-se de nosso exemplo, quando fizemos a comparação da água em dois
estados físicos distintos. No exemplo, podemos dizer que as moléculas de água no estado sólido estão
próximas umas das outras. No estado líquido, a proximidade das moléculas começa a diminuir. No estado
gasoso, esse distanciamento é o maior de todos (no plasma, o distanciamento não é tão diferente).
Podemos então, começar a falar sobre os estados físicos principais e suas características.
Estado sólido
Começaremos pelo estado menos energético: o estado sólido. Esse estado é aquele em que a matéria
contém baixa energia interna, baixa agitação ou vibração molecular; ou seja, no interior do material há
pouca energia. O efeito imediato disso é a forma que os sólidos assumem: apresentam forma e volume
definidos. A definição do estado sólido é:
Estado físico que apresenta energia interna baixa, vibração molecular lenta e, por consequência, baixa
temperatura quando comparado com materiais em outros estados físicos.
Estado líquido
O estado líquido é aquele em que a energia interna da matéria é maior que no estado sólido, porém, menor
que no estado gasoso. É um estado de energia intermediária. O aumento da energia interna provoca perda
da forma (resultante também do aumento da agitação ou vibração molecular), porém, pequena alteração em
seu volume. Comparativamente ao estado sólido, um mesmo material no estado líquido apresenta maior
temperatura. A definição de estado líquido é:
Estado físico que apresenta energia interna maior que o mesmo material no estado sólido, vibração
molecular maior e, por consequência, maior temperatura quando comparado com materiais em estado
sólido.
Estado gasoso
O estado gasoso é aquele que apresenta maior energia interna quando comparamos com os demais
estados físicos da matéria e, consequentemente, o que apresenta maior temperatura. É o estado no qual a
agitação/vibração molecular é maior com consequente perda de volume próprio, pois a matéria no estado
gasoso tende a ocupar todo o recipiente no qual está contida. A definição de estado gasoso é:
Estado físico em que a energia interna é alta com consequente aumento de temperatura e
agitação/vibração molecular quando comparado aos demais estados físicos (sólido e líquido).
Plasma
Se o gás continua a ser energizado, algumas moléculas se ionizam, isto é, passam a ter cargas, fato que
muda o estado físico do gás para o estado físico chamado plasma. Logo, a definição de plasma é:
Estado físico em que a temperatura, a energia interna e a vibração são altíssimas. É o estado mais
energético de todos. O movimento das moléculas do plasma também é caótico, porém com energia maior
que as do estado gasoso. Não há volume e forma definidos como o gás.
O Quadro 2 mostra as principais propriedades ou características e, ao mesmo tempo, as principais
diferenças entre os estados físicos estudados até aqui:
Estado Físico /
propriedade
Temperatura Forma Volume
Sólido Baixa Definida Definido
Líquido Intermediária Não definida* Definido
Gasoso Alta Não definida** Não definido***
Plasma Alta Não definida** Não definido****
Quadro 2 – Estados físicos e propriedades principais. 
Elaborado por: Márcio Gonçalves Franco.
* A forma é definida pelo recipiente que contém o líquido. 
** A forma é definida pelo recipiente que contém a matéria. 
*** Não há volume definido pelo gás e sim pelo recipiente que o contém. 
**** Não há volume definido pelo plasma e sim pelo recipiente que o contém.
Veja a Figura 5 e observe como ela complementa o Quadro 2. Nela é possível perceber a forma da
substância sólida e a forma do recipiente que é “copiada” pela substância no estado líquido e gasoso.
Figura 5 – Propriedades dos estados físicos – forma e volume.
Saiba mais
Existem duas formas de se utilizar a palavra estado. Quando ela é escrita com letra minúscula, refere-se ao
estado físico. Exemplo: estado líquido da água. Quando ela é escrita com letra maiúscula, refere-se ao
Estado termodinâmico de determinada substância. O Estado refere-se à condição termodinâmica de
determinada substância em dada pressão, volume e temperatura. Exemplo: Estado do gás ideal (que vamos
estudar mais à frente).
Diagrama de mudanças de estado
As mudanças de estado são importantes processos que envolvem mudança de energia, temperatura,
distanciamento e vibração das moléculas que compõem a substância. Esses processos podem ser reunidos
em um gráfico chamado de diagrama de fases.
Nesse gráfico, existem as regiões de temperatura e pressão na qual são predominantes os determinados
estados físicos. A linha ou região de limite é a área do gráfico na qual coexistem dois estados físicos. A
linha entre os estados sólido e líquido é chamada de curva sólido-líquido, já a linha entre o líquido e o gás é
chamada de curva líquido-gás. Por fim, a linha entre o gás e o sólido é chamada de curva gás-sólido. Uma
região importante do gráfico é o encontro das três linhas de mudança de estado, ao qual é dado o nome de
ponto triplo. Nesse ponto, são reunidas as condições para a coexistência dos três estados físicos: solido,
líquido e gasoso. Outra característica importante é que cada substância apresenta um diagrama de fases
distinto, com valores distintos, mas a tendência da curva é muito semelhante. O diagrama da água é
mostrado na Figura 6:
Figura 6 - Diagrama de fases da água.
Ponto crítico
O ponto crítico é a região da curva líquido-gás que limita essa curva: além desse ponto, a curva não existe.O
que ocorre, então, nesse ponto? Há equilíbrio entre as fases líquida e gasosa, porém os dois apresentam a
mesma densidade. Em outras palavras: não há como distinguir o líquido do gás. Mas podemos e devemos
diferenciar gás e vapor.
Vapor
Se uma substância é gasosa em uma temperatura inferior à temperatura crítica (Tcrit), essa substância
é chamada de vapor. O vapor pode ser convertido em líquido (curva líquido-gás) ou em sólido (curva
sólido-gás). Como exemplo: vapor-d’água (nunca dizemos: gás água).
Gás
O gás é aquela substância que se apresenta gasosa em uma temperatura superior à Tcrit. O gás,
mesmo com aumento de pressão, não se converte em líquido (lembre-se: se a temperatura estiver
acima da temperatura crítica).
Pode-se adotar a seguinte relação:
Se a temperatura da substância for inferior à Tcrit → há condensação do vapor pelo aumento da pressão
(transformação isotérmica).
Se a temperatura da substância for superior à Tcrit → não há condensação do gás pelo aumento da
pressão.
Comparação entre os estados físicos da matéria
Agora que já estudamos os quatro estados em função da variação da energia interna, podemos analisar o
comportamento das moléculas que os compõem.
De modo geral, quanto mais próximas estiverem as moléculas umas das outras, mais próxima do estado
sólido a substância estará. Essa proximidade dificultará a movimentação das moléculas, fazendo com que
esse estado apresente forma e volume definidos. A movimentação das moléculas ou a liberdade de
movimento delas favorece o estado físico no qual a forma fixa é perdida, como é o caso dos gases e dos
líquidos. Estamos estudando fenômenos físicos, em que não há alteração química das substâncias. A
Figura 7 mostra a representação dos quatro estados físicos, a distância média entre as moléculas em
função da temperatura e da energia:

Figura 7 – Estados físicos da matéria e comportamento molecular por estado.
Atenção!
É importante notar que, nos estados gasoso e plasma, o distanciamento das moléculas não se modifica
tanto, porém, a energia interna sim. Nesse caso, ocorre aumento da energia no plasma e consequente
agitação entre as moléculas. Isso resulta no conceito de plasma como o estado gasoso mais energético.
Embora ele esteja descrito aqui junto com os outros três estados físicos, sua obtenção é alcançada
somente em condições atípicas. Não se observa o plasma em condições naturais de pressão e temperatura,
mas ele existe, e é por isso que o estamos estudando.
A proximidade entre as moléculas de sólidos permite a interação entre elas. De forma contrária, a interação
entre moléculas contidas no gás ou plasma é reduzida por dois aspectos: distanciamento entre as
moléculas e alta energia, que faz com que as moléculas se movimentem em alta velocidade. A interação
entre as moléculas tende a ser reduzida.
Matéria, mudanças de estado físicos e características
dos estados
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco apresenta os conceitos de matérias e os processos de mudança
de fase utilizando exemplos práticos. Vamos lá!

Vem que eu te explico!
Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
Os estados da matéria
2:25 min.
Diagrama de mudança de estado
3:02 min.
Comparação entre os estados físicos da matéria
1:47 min.
MÓDULO 1
Vem que eu te explico!
Os estados da matéria
2:25 min.
Diagrama de mudança de estado
3:02 min.






Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Uma amostra de substância chegou ao laboratório para ser analisada. Ao receber a amostra, o analista
anotou as seguintes características: amostra sólida, fria, apresentando odor estranho e cor escura. Ela foi
preservada em ambiente resfriado até ser analisada. Sobre o estado físico da amostra indicado pelo
analista, assinale a alternativa correta:
A
O estado sólido apresenta baixa agitação/vibração molecular, fato responsável pela perda
de forma.
B
O estado sólido, menos energético que o estado líquido, apresenta alta agitação
molecular, fato responsável pela perda de forma e volume constante.
C
O estado sólido, menos energético que o estado líquido, apresenta baixa agitação
molecular, fato responsável pela perda de forma e volume.
D
O estado sólido, mais energético que o estado líquido, apresenta baixa agitação
molecular, fato responsável pela perda de forma e volume.
E
O estado sólido, menos energético que o estado líquido, apresenta baixa agitação
molecular, fato responsável pelo ganho de forma e volume definidos.
Parabéns! A alternativa E está correta.
O estado sólido é o menos energético de todos os estados físicos, e a queda na energia interna
faz com que a agitação/vibração molecular seja reduzida. Com isso, há queda na temperatura. O
conjunto de agitação baixa e energia baixa faz com que as unidades moleculares fiquem
próximas umas às outras, fato que contribui para que a forma e, consequentemente, o volume
sejam definidos.
Questão 2
A agitação molecular define o tipo de estado físico, mas somente isso não se aplica à diferenciação entre
estado gasoso e plasma. Conforme estudado, existe outra propriedade que, juntamente com a agitação
molecular, consegue diferenciar esses dois estados físicos. Marque a opção que melhor diferencia o estado
físico gasoso do plasma:
A
O plasma apresenta a mesma agitação molecular que o estado gasoso, porém, o
aparecimento de carga justifica a presença do plasma e não do gás.
B
O plasma apresenta agitação molecular superior à agitação do estado gasoso, porém, as
moléculas estão mais separadas umas das outras e isso caracteriza o estado físico do
plasma.
C
O plasma apresenta agitação molecular superior à agitação do estado gasoso, porém, as
moléculas estão mais próximas umas das outras e a ausência de cargas explica o novo
estado físico: plasma.
D
O plasma apresenta agitação molecular superior à agitação do estado gasoso, as
moléculas estão distantes umas das outras e a formação de cargas explica o novo estado
físico: plasma.
E
O plasma apresenta agitação molecular superior à agitação do estado gasoso, porém, as
moléculas estão mais próximas umas das outras e a formação de cargas explica o novo
estado físico: plasma.
Parabéns! A alternativa D está correta.
O plasma se parece muito com o estado gasoso, mas apresenta algumas diferenças que o fazem
ser um estado físico distinto: é altamente energético (mais que o estado gasoso), as moléculas
apresentam alta agitação molecular (mais que o estado gasoso também). Embora a distância
entre as moléculas seja praticamente a mesma, a agitação é superior, fato que promove choque
2 - Mudanças de estado e interações intermoleculares
Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer as mudanças de fase da matéria, bem
como as interações intermoleculares e suas in�uências nas propriedades de cada estado
físico.
Mudança de estado físico da matéria
Estudamos anteriormente o conceito de matéria, energia/temperatura, agitações moleculares e estados
físicos da matéria. Dissemos que a mesma matéria pode se apresentar em vários estados físicos distintos,
mas como essas alterações de estado ocorrem? E como os fenômenos são chamados? Vamos começar a
estudar esses conceitos agora.
Vimos que as energias internas da substância em cada estado físico mudam. Uma representação
interessante é mostrada a seguir:
estre as moléculas e aparecimento de cargas. A este conjunto de características dá-se o nome de
estado físico plasma.

Esquema das mudanças de energias internas.
Exemplo
Como exemplo, podemos dizer que uma substância que se apresenta no estado sólido pode mudar de
estado se esse sólido for submetido ao aquecimento. Dessa maneira, estaríamos fornecendo energia à
substância, que passa por uma mudança de estado físico.
O estudo das mudanças de estado configura uma parte da físico-química muito importante para
entendermos o comportamento dos materiais. A mudança de estado físicopromove mudança de
comportamento, embora a natureza da substância seja a mesma.
O estado físico também pode ser chamado de fase. Em uma mesma fase, as substâncias podem apresentar
temperaturas diferentes. Como exemplo, podemos ter água líquida a uma temperatura de 40°C ou a mesma
água líquida a uma temperatura de 75°C. Isso também é verdadeiro para os outros estados físicos.
As mudanças de fase ou estado físico ocorrem em temperaturas específicas e são dependentes da pressão
do ambiente. Se estamos ao nível do mar, adota-se a pressão atmosférica como a pressão ambiente.
Você imagina por que a pressão é importante para essas mudanças de fase?
Resposta
A pressão atmosférica age na matéria sempre tentando aproximar as moléculas umas das outras. Logo, se
estamos em uma região onde a pressão é menor, as moléculas da substância estarão mais afastadas.
Consequentemente, a mudança de fase é facilitada.
Como exemplo, podemos citar a ebulição da água. Ao nível do mar, a pressão atmosférica é de 760mmHg e
a temperatura de ebulição da água é de 100°C. Entretanto, se estivermos no topo do Monte Everest, onde a
pressão atmosférica é de 240mmHg, a temperatura de ebulição diminui e a água passa do estado líquido
para o gasoso à temperatura de aproximadamente 71°C.
Outra questão importante é que, durante uma mudança de fase, a temperatura nunca muda: todo fluxo de
energia fornecido à substância ou retirado dela é usado para a mudança de fase. Podemos dizer também
que se a energia aumenta em um estado, sua entalpia (H) também aumenta. Logo, o estado gasoso
Redução de temperatura ou 
Aumento da temperatura ou
Estado sólido - Estado líquido - Estado
apresenta maior entalpia que o líquido. Vamos nomear essas mudanças de estado físico? As principais
mudanças de fase são:
a. Fusão.
b. Ebulição, gaseificação, vaporização ou evaporação.
c. Condensação ou liquefação.
d. Solidificação.
e. Ionização.
f. Desionização ou recombinação.
g. Sublimação.
h. Ressublimação.
Vamos ver os detalhes de cada mudança:
Fusão
Mudança do estado sólido para o estado líquido da mesma substância. O exemplo clássico para esse
fenômeno é o derretimento do gelo (passagem da água estado sólido para o estado líquido). Note que
estamos falando de um fenômeno físico, portanto, a água não muda sua composição nos dois estados:
continua sendo água. A temperatura constante em que uma substância passa pela fusão é chamada de
temperatura de fusão ou ponto de fusão.
Vaporização
É o termo geral utilizado para qualquer tipo de passagem do estado líquido para o estado gasoso.
Entretanto, esse processo pode receber outras denominações, de acordo com a forma pela qual ocorre,
tais como: ebulição, evaporação e calefação. Cada substância possui uma temperatura específica e
constante na qual entra em ebulição. A esta temperatura damos o nome de temperatura de ebulição ou
ponto de ebulição. Novamente, o exemplo clássico é a ebulição da água durante seu processo de fervura.
Condensação ou liquefação
No processo de liquefação, ocorre redução da energia do sistema. É um processo de retorno da
substância que estava no estado gasoso para o estado líquido. Nessa transformação, há reaproximação
das moléculas e redução de temperatura. É o processo oposto à ebulição. A temperatura em que esse
processo ocorre é chamada de ponto de condensação ou temperatura de condensação.
Obs.: Por se tratar de fenômenos opostos, o valor do ponto de ebulição é exatamente igual ao ponto de
condensação (se as transformações ocorrerem em condições iguais de pressão).
Solidi�cação
No processo de solidificação, há mudança do estado líquido para o estado sólido. Com isso, há perda de
energia e redução na movimentação das moléculas componentes da substância. A temperatura em que
ocorre essa mudança de fase é chamada de temperatura de solidificação ou ponto de solidificação,
porém, como se trata de um fenômeno oposto à fusão, o valor de temperatura é exatamente igual. Note
que o processo é o oposto (se realizado à mesma pressão que a fusão):
Sólido → Líquido (fusão – temperatura de fusão = T1)
Líquido → Sólido (solidificação – temperatura de solidificação = T2)
Se as substâncias dos processos forem as mesmas e a pressão também, podemos dizer que T1 = T2.
Ionização
No processo de ionização, ocorre mudança de estado físico gasoso para o plasma. A energia do sistema
aumenta, bem como a agitação das moléculas envolvidas. Pelo alto valor energético, há formação de
espécies com cargas ou íons (causado pelos choques entre as moléculas) e, por isso, a transformação é
chamada de ionização. Há aumento da desordem do sistema pela alta velocidade do movimento das
moléculas. A temperatura específica para a ocorrência desse processo de mudança de fase chama-se de
temperatura de ionização ou ponto de ionização.
Desionização ou recombinação
O processo de desionização ou recombinação é aquele em que há perda de energia do gás altamente
energizado com redução drástica do número de íons presentes. Ocorre reordenação do sistema com
redução da velocidade de movimentação das moléculas envolvidas. A temperatura específica para essa
transformação de fase chama-se temperatura de recombinação ou ponto de recombinação.
Obs.: O estado plasma somente ocorre em condições atípicas (pouco comuns).
Sublimação
Mudança de estado físico que parte de um sistema que apresenta baixa energia interna (estado sólido) e
passa diretamente ao estado gasoso sem passar pelo estado líquido. Isso ocorre pela baixa interação
entre as moléculas do sólido, que é quase completamente perdida quando as moléculas começam a se
distanciar com o ganho de energia. O estado líquido não se estabiliza pela baixa interação entre as
moléculas, que assumem comportamento do estado gasoso. Há aumento de energia e aumento da
agitação molecular. A temperatura para esse processo ocorrer é chamada de temperatura de sublimação
ou ponto de sublimação.
Ressublimação
Fenômeno oposto ao da sublimação: mudança do estado gasoso diretamente ao estado sólido sem
passar pelo estado líquido. Quando a substância gasosa começa a perder energia interna, o esperado
seria ocorrer a liquefação, porém se ela não apresenta estabilidade (ou boa interação entre as moléculas
no estado líquido), ocorre a passagem direta da substância do estado gasoso para o sólido com queda
brusca da energia interna e agitação molecular. A temperatura para esse processo ocorrer é chamada de
temperatura de ressublimação.
Ebulição
Passagem do estado líquido para o gasoso que acontece quando fornecemos energia externa, geralmente
calor, ao sistema. Ocorre a uma temperatura específica, acompanhada da agitação das moléculas e da
formação de bolhas.
Evaporação
Passagem do estado líquido para o estado gasoso de forma lenta e imperceptível, principalmente na
superfície do líquido, sem que haja aparecimento de bolhas ou agitação do líquido.
Calefação
Passagem abrupta do estado líquido para o estado gasoso. Ocorre quando o líquido encontra uma
superfície com temperatura muito superior ao seu ponto de ebulição.
Agora que estudamos os conceitos de todas as mudanças de fase, vamos resumir os fenômenos de
mudança de estado físico? A Figura 8 mostra as correlações entre cada estado, a distância entre as
moléculas nos estados físicos, as transformações de fase e a energia de cada uma delas.
Diamante Suco Nuvens Gás neon ionizado
Fusão Vaporização Ionização
SÓLIDO Solidificação LÍQUIDO Condensação GASOSO PLASMADesionização
Energia
Temperatura
Energia
Temperatura
Energia
Temperatura
Figura 8 – Estados físicos da matéria e suas transformações de estado ou mudança de fase.
Atenção!
É importante falarmos novamente sobre como ocorrem as variações de energia ao longo das mudanças de
estado.
A Figura 9 mostra as mudanças de estado físico que ocorrem quando há aumento de temperatura. Partindo-
se do estado sólido — menos energético ou mais frio —, pode-se observar que o sólido persiste mesmo com
aumento de temperatura.Quando é alcançada a temperatura de mudança de fase (temperatura de fusão), a
temperatura permanece constante e há coexistência dos dois estados físicos (sólido + líquido) até que todo
o sólido sofra a fusão.
Se mantivermos o fornecimento de calor, a temperatura do sistema volta a subir sem que haja mudança no
estado físico da substância até que a temperatura para a ebulição seja atingida. Ocorre novamente a
coexistência de dois estados físicos (líquido + gasoso) e a temperatura volta a ficar constante, mesmo que
continue o aquecimento do sistema — essa energia excedente é usada na mudança de fase, logo, a
temperatura não aumenta. Depois, o gás aquece até atingir a condição para nova mudança de fase e passa
para o plasma (não mostrado na Figura 9).
Vamos reforçar três aspectos da mudança de fase:
a. Durante a mudança de fase, não há aumento de temperatura.
b. Durante a mudança de fase, há coexistência sempre de dois estados físicos.
c. A temperatura somente varia entre dois pontos de mudança de fase. Pode-se dizer que, se a temperatura
está variando, não há mudança de estado físico.
Figura 9 – Mudanças de estado físico pelo aumento da temperatura.
A Figura 10 apresenta as mudanças de estados físicos quando há redução de temperatura. Nesse caso, os
fenômenos são opostos aos fenômenos mostrados pela Figura 9. A seguir, podemos observar a
condensação e a solidificação, porém, todos os comentários sobre temperaturas constantes nas mudanças
condensação e solidificação são os mesmos: durante as mudanças de estado físico, há coexistência de
dois estados e temperatura invariável.
Figura 10 - Mudanças de estado físico pela redução da temperatura.
Interações intermoleculares e o estado físico da matéria
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco apresenta os fenômenos de transformação da matéria e a
influência das forças intermoleculares, bem como a energia envolvida nesses processos. Confira!
Interações intermoleculares e os estados físicos
Conforme vimos, as moléculas pertencentes a uma substância interagem entre si para compor a matéria.
Esse fenômeno ocorre em todos os estados físicos, porém, aumenta quanto mais próximas as moléculas
estiverem umas das outras. A Figura 8 ilustra esse distanciamento molecular em vários estados: no estado
sólido, as moléculas estão mais próximas; no estado líquido, as moléculas estão mais afastadas; no estado
gasoso, ocorre afastamento maior ainda. Podemos imaginar que, quanto mais próximas as moléculas
estiverem umas das outras, maior será a interação entre elas, e de forma contrária, quanto mais distantes
estiverem, menor será a interação entre elas.
Desse modo, pode-se observar no Quadro 3 o distanciamento e a tendência à interação entre as moléculas.
A essas forças entre as moléculas de uma substância daremos o nome de forças intermoleculares ou
forças de Van der Waals. Essas forças apresentam particularidades, que vamos estudar adiante, e que
interferem diretamente na mudança de estado físico da matéria.
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Figura 8 – Estados físicos da matéria e suas transformações de estado ou mudança de fase.
Estado físico / Parâmetros Distância entre moléculas Intensidade da força intermolecular
Sólido Pequena Média
Líquido Médio Média
Gasoso Grande Pequena
Plasma Grande Pequena
Quadro 3 – Relação entre distância entre moléculas e forças intermoleculares. 
Elaborado por: Marcio Gonçalves Franco.
Tipos de forças intermoleculares ou forças de Van der Waals
A interação entre moléculas componentes de uma dada substância afeta diretamente como as mudanças
de estado físico ocorrem. Conforme vimos, a mudança de estado físico ocorre pela variação da energia
interna da substância. A relação direta entre espaço, moléculas, energia e estado físico estudados pode ser
vista novamente aqui:
As forças de Van der Waals interferem na proximidade entre as moléculas. Quanto
mais forte forem essas forças, mais próximas as moléculas de uma substância
Diamante Suco Nuvens Gás neon ionizado
Fusão Vaporização Ionização
SÓLIDO Solidificação LÍQUIDO Condensação GASOSO PLASMADesionização
Energia
Temperatura
Energia
Temperatura
Energia
Temperatura
estarão umas das outras. Consequentemente, maior será a energia que precisa ser
fornecida para que haja mudança de estado físico.
As forças intermoleculares ou forças de Van der Waals se subdividem em quatro tipos:
a. Forças dipolo-dipolo.
b. Forças íon-dipolo.
c. Forças de dispersão de London.
d. Ligação de hidrogênio.
Para iniciarmos nossa discussão sobre os tipos de forças de Van der Waals,
precisamos entender o conceito de dipolo. Um dipolo é constituído pela presença
de duas cargas opostas (dois polos), porém, presentes na mesma molécula ou
composto iônico (sal).
Veja a representação da molécula de água, mostrada na Figura 11. Na mesma molécula, há a presença da
carga parcial negativa concentrada no oxigênio (carga –2) e duas cargas parciais positivas concentradas
nos hidrogênios (carga +1 em cada hidrogênio). O termo carga parcial deve ser utilizado em cargas
apresentadas em moléculas formadas por ligações do tipo covalente. Dizemos, então, que há na molécula
de água um dipolo formado por dois polos diferentes: um polo positivo e outro polo negativo. Note que a
carga total na água é zero, pois:
Fórmula: H2O 
Composição: 2 hidrogênios + 1 oxigênio. Se cada hidrogênio tem carga +1 e cada oxigênio tem carga –2: 2 x
(+1) + (–2) = + 2 – 2 = 0 (carga total presente na molécula de água)
Figura 11 – Representação da molécula de água e suas cargas parciais positiva (δ+) e negativa (δ-).
A partir do momento em que cargas parciais são observadas, essas cargas podem passar a interagir entre
moléculas diferentes. Logo, a presença de cargas é condição importante para o aparecimento das forças
atrativas entre moléculas diferentes.
Forças dipolo-dipolo
As forças dipolo-dipolo ocorrem em substâncias cujas moléculas são polares. A atração que ocorre é
chamada de atração líquida. Como as moléculas estão em contínuo movimento, os dipolos se encontram
todo o tempo e fenômenos de atração e repulsão também ocorrem a todo momento, porém, o efeito atrativo
é mais evidente resultando no processo chamado de atração líquida. É importante lembrar que:
dipolos de cargas iguais se repelem; e
dipolos de cargas opostas se atraem.
A Figura 12 ilustra esse fenômeno. Note que há atração entre as cargas parciais opostas e repulsão entre as
cargas parciais iguais. Como as moléculas têm mobilidade, essas forças atrativas e repulsivas ocorrem o
tempo todo. Como exemplo, podemos citar as seguintes substâncias: SO2, HBr e HCl.
Figura 12 – Interação dipolo-dipolo.
Forças íon-dipolo
Estudamos até aqui que a atração entre moléculas que apresentam carga se chama força dipolo-dipolo.
Imaginemos agora que um sal (que possui carga real mais intensa que a carga parcial, pois os sais são
formados por ligações iônicas) é adicionado a uma substância covalente, que apresente carga parcial como
a água. Se isso ocorre, o sal se dissolve imediatamente:
$$$\mathrm{NaCl}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}
\rightarrow\mathrm{Na}_{(\mathrm{aq})}^{+}+\mathrm{Cl}_{(\mathrm{aq})}^{-}$$$
Obs.: aq na reação química indica que os íons Na+ e Cl- estão solúveis em água ou no sistema aquoso.
O aparecimento das cargas faz com que estas sejam atraídas pelas cargas parciais opostas presentes na
água. Essa interação é chamada de íon-dipolo. A Figura 13 mostra essa interação. O sal XY, após ser
solubilizado em água, apresenta a formação dos íons X+ e Y-. Depois, o íon X+ passa a ser atraído pela parte
negativa da água e o íon Y- pela parte positiva.
Figura 13 – Interação íon-dipolo.
Forças de dispersão de London
Falamos até aqui sobre a atração de cargas opostas e até sobre a repulsão de cargas iguais presentes em
várias substâncias. Dessa maneira, poderíamos pensar que a ausência de cargas faria com que as forças
intermoleculares não existissem, porém, não é isso que acontece.
Você sabia que em substâncias apolares pode haver uma pequenaforça atrativa?
Ela se origina pelo aparecimento de cargas temporárias. Alguns fenômenos de
aparecimento de cargas temporárias podem ser explicados pelos conceitos de
agente polarizante e polarizabilidade.
Vamos estudar esses conceitos?
Agente polarizante
Moléculas que provocam o aparecimento de cargas temporárias em outras moléculas apolares volumosas.
O agente polarizante deve ter carga alta para influenciar a formação de carga em outra molécula.
Polarizabilidade
Tendência que moléculas apolares (sem carga) e de estruturas volumosas apresentam de sofrerem ação de
uma carga externa com o aparecimento de duas cargas parciais: uma parcial positiva (δ+) e outra parcial
negativa (δ-). Quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será
distorcida com o aparecimento do dipolo temporário. Aqui, as cargas são formadas pela ação de uma
molécula ou agente polarizante, e não um íon como ocorre na força íon-dipolo.
Comentário
As forças de dispersão de London dependem da proximidade entre as moléculas. Podemos dizer, então, que
se as moléculas estão distantes umas das outras, as forças de dispersão de London são enfraquecidas.
Podemos citar como exemplo a molécula de iodo, I2, cuja estrutura pode ser vista na Figura 14. Essa
molécula apresenta carga nula: é uma molécula apolar, porém, com volume grande da nuvem de elétrons
(simbolizados pela cor violeta) ao redor do núcleo dos dois átomos de iodo que compõem a molécula.
Esse volume grande faz com que os elétrons se movimentem como se fossem uma grande bolha que, em
dado momento, se acumulam mais em um iodo do que no outro. Onde há o acúmulo da nuvem, há
formação da carga parcial negativa (δ-). Em contrapartida, no outro iodo, há formação de carga parcial
positiva (δ+). A partir desse momento, as cargas perturbam as moléculas de iodo vizinhas criando uma
sequência de cargas parciais e o fenômeno de atração líquida se inicia. Nesse exemplo, o iodo tem a
característica polarizante e apresenta polarizabilidade também. Dizemos que ele é polarizante e polarizável
ao mesmo tempo. A força de atração líquida causada pela interação de cargas parciais é chamada de
forças de dispersão de London e depende diretamente da distância entre as moléculas presentes.
Figura 14 – Molécula de iodo.
Ligação de hidrogênio
As ligações de hidrogênio são um tipo especial de força intermolecular ou força de Van der Waals. De forma
mais detalhada, poderíamos dizer que as ligações de hidrogênio são um caso especial de forças dipolo-
dipolo.
Saiba mais
O fenômeno de atração entre as moléculas ocorre da mesma maneira: atração líquida resultante das forças
atrativas de cargas opostas e repulsivas de cargas iguais presentes em moléculas polares. Aqui, porém, a
interação dipolo-dipolo é mais forte. Isso ocorre quando o hidrogênio presente em moléculas polares
interage com átomos de nitrogênio, oxigênio e flúor de outra molécula.
A Figura 15 mostra uma ligação de hidrogênio entre a carga parcial negativa (δ-) de uma molécula de água e
a carga parcial positiva (δ+) de outra molécula de água. Note que a distância da ligação química é menor
(mais forte — 96,5 picômetros — pm) do que a ligação de hidrogênio (mais fraca — 177 picômetros — pm).
Lembre-se de que já comentamos que as forças intermoleculares sempre são mais fracas que as ligações
químicas. Podemos citar algumas moléculas em que as ligações de hidrogênio são observadas: HCN, HF,
H2SO4, entre outras.
Figura 15 – Representação da ligação de hidrogênio presente na água.
Por fim, devemos fazer a comparação entre todas as forças de Van der Waals estudadas até aqui.
As forças de dispersão de London são as mais fracas, pois se originam de cargas temporárias e dependem
muito da aproximação das moléculas. A força de Van der Waals, chamada dipolo-dipolo, é aquela na qual
cargas parciais permanentes estão presentes nas moléculas resultando em uma força atrativa mais forte.
Com força de atração superior a esta, temos a ligação de hidrogênio, resultante da interação especial dipolo-
dipolo mais forte. A força de Van der Waals do tipo íon-dipolo é a mais forte delas, pois resulta da interação
entre um polo real (íon) e um dipolo permanente. Resumindo:
In�uência das forças intermoleculares nas mudanças de estado físico
Já falamos sobre matéria, estado físico, mudanças de estado e forças intermoleculares, relatamos como
essas forças interferem nas mudanças de estado e, consequentemente, na matéria. Ainda, falamos sobre o
fluxo de energia exigido para as mudanças de estado e aprendemos que, à medida que o estado físico
apresenta maior energia interna, maior é o distanciamento entre as moléculas. Resumindo:
As forças intermoleculares tendem a aumentar a atração entre as moléculas, e quanto mais forte for esse
Força aumenta
Forças de London < Forças d
Energia interna aumenta
Energia interna do sólido < Energia interna do líquido < Energia interna do gasoso
Variação de energia:
Distância (D) entre as moléculas aumenta
Distância (D) no sólido < Distância (D) no líquido < Distância (D) no gás
Variação de distância (D) entre as moléculas:
efeito, maior a aproximação entre elas, consequentemente, a força líquida atuará, dificultando a mudança de
estado físico para estados mais energéticos, nos quais as moléculas estão mais separadas.
Em outras palavras, as energias (ou temperaturas) necessárias para mudança de fase (ponto de fusão ou
ebulição por exemplo) são sempre maiores quanto mais fortes forem as forças de Van der Waals presentes.
Exemplo
Imagine a mudança do estado sólido para o estado líquido (ou fusão). Nessa mudança de fase, é necessário
que haja afastamento das moléculas para que a mudança ocorra, e isso é conseguido por aquecimento. Se
a mudança ocorre com afastamento das moléculas umas das outras, podemos dizer que, caso as
moléculas se separam com maior facilidade, mais facilmente mudarão de estado físico. Logo, quanto
menor a força intermolecular, mais facilmente ocorrerá o processo de fusão.
Comparemos duas substâncias já descritas: a água e o iodo. A água e o iodo apresentam forças
intermoleculares distintas:
Água: ligações de hidrogênio.
Iodo: forças de dispersão de London.
Conforme estudamos, as forças de London são mais fracas que as ligações de hidrogênio. Isso faz com que
o iodo passe diretamente para o estado gasoso (sublimação) à temperatura de 25°C (temperatura
ambiente). Para a água sofrer ebulição, entretanto, é necessário que a sua temperatura atinja o valor de
100°C. Essas diferenças podem ser explicadas pelas forças intermoleculares presentes em cada composto
desse exemplo.
Vem que eu te explico!
Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
Mudança de estado físico da matéria
2:46 min.
Tipos de forças intermoleculares e forças dipolo-dipolo
1:38 min.
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Forças de dispersão de London
1:58 min.
MÓDULO 2
Vem que eu te explico!
Mudança de estado físico da matéria
2:46 min.
Tipos de forças intermoleculares e forças dipolo-dipolo
1:38 min.
Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Um grupo de alunos de ciências iniciou uma aula prática de laboratório sobre mudança de estado físico. O
professor efetuou dois procedimentos: em um recipiente, colocou duas pedras de gelo e mediu a
temperatura com o termômetro. A temperatura foi aumentando vagarosamente até que em 0°C iniciou-se a
mudança de fase (fusão do gelo em água líquida). Em outro recipiente, o professor colocou duas pedras de
gelo e acrescentou sal de cozinha sobre o gelo. Repetiu o procedimento e manteve o termômetro em
contato com o gelo. Após o início da fusão, a temperatura marcada no termômetro indicava a temperatura
de 7°C. Marque a opção que explica corretamente o fenômeno ocorrido:
A
O procedimento está incorreto, pois a temperatura de fusão da água é sempre constante e
no valor de 0°C.



B O procedimento está correto, pois otermômetro estava descalibrado indicando
temperaturas aleatórias, porque o ponto de fusão da água sólida é sempre 0°C.
C
O procedimento está correto, pois a adição de sal aumenta a força de atração entre as
moléculas. Antes eram somente ligações de hidrogênio e, após a adição do sal, forças de
London passaram a existir.
D
O procedimento está correto, pois a adição de sal aumenta a força de atração entre as
cargas do sal e as moléculas de água. Antes eram somente ligações de hidrogênio e, após
a adição do sal, forças de London passaram a existir.
E
O procedimento está correto, pois a adição de sal aumenta a força de atração entre as
cargas do sal e as moléculas de água. Antes eram somente ligações de hidrogênio e, após
a adição do sal, forças íon-dipolo passaram a existir também.
Parabéns! A alternativa E está correta.
A mudança de estado físico é alcançada com o fornecimento de energia ao gelo. Se não é feito
aquecimento, o próprio gelo rouba energia do ambiente para efetuar a mudança de estado. Se
estamos falando de água pura, as únicas forças intermoleculares que devem ser vencidas para a
mudança de estado são as ligações de hidrogênio. Isso ocorre quando a temperatura de 0°C é
alcançada. No segundo experimento, no qual é adicionado sal de cozinha (NaCl) ao gelo, percebe-
se o aumento da temperatura em que a fusão acontece (7°C). Isso ocorre pois, quando o sal é
adicionado, forças íon-dipolo passam a atuar. O sal, quando em contato com a água, sofre a
seguinte dissociação: NaCl → Na+(aq) + Cl-(aq). Os íons positivos (Na+) passam a interagir com a
carga parcial negativa da água e os íons negativos (Cl-) passam a interagir com a carga parcial
positiva da água, resultando na maior dificuldade para afastar as moléculas de água umas das
outras, fato característico do estado líquido.
Questão 2
As forças intermoleculares estão presentes em todas as substâncias, e algumas forças apresentam maior
intensidade e outras menor. Essas forças são resultado da interação entre cargas permanentes ou
temporárias existentes nas moléculas que compõem a substância ou entre íons e as moléculas presentes
na substância. Sobre a diferença entre as forças intermoleculares, marque a opção correta:
A
As forças íon-dipolo são as mais fortes, pois resultam da interação entre íons e moléculas
A
dipolares presentes na substância.
B
As forças de London são as mais fracas, pois não dependem da distância e sim da
presença de moléculas interagindo na substância.
C
As forças íon-dipolo são as mais fortes, pois resultam da interação entre moléculas
dipolares presentes na substância.
D
As forças de Van der Waals são as mais fortes de todas, pois resultam da interação entre
um íon e uma molécula existente na substância.
E
As forças íon-dipolo são as mais fortes, pois resultam da interação entre íons presentes
na substância.
Parabéns! A alternativa A está correta.
Conforme estudamos, as forças íon-dipolo são as mais fortes pela interação entre uma carga real
e uma carga parcial permanente de uma molécula presente na substância. Quando se fala em
moléculas dipolares, estamos nos referindo à existência de duas cargas diferentes: positiva e
negativa, que podem ser permanentes ou temporárias. Complementando essa justificativa, as
substâncias moleculares apresentam cargas parciais permanentes ou temporárias e os
compostos iônicos ou sais apresentam cargas reais. As cargas reais são sempre maiores que as
parciais.

3 - O estado gasoso
Ao �nal deste módulo, você será capaz de identi�car o comportamento e as propriedades das
substâncias no estado gasoso.
O estado gasoso
O estado gasoso apresenta-se como o estado físico da matéria mais simples, pois, como vimos, os gases
assumem a forma dos recipientes que os contêm, não apresentando volume definido. Os gases devem ser
imaginados como um conjunto de moléculas (ou átomos, se estivermos falando de gases nobres) em
movimento constante.
Atenção!
A velocidade de movimentação de um gás, chamada de velocidade espacial, muda à medida que a
temperatura se altera: quanto maior a temperatura do gás, maior sua velocidade espacial.
Um gás é diferente de um líquido pelo fato de apresentar suas moléculas muito mais distantes umas das
outras. A proximidade entre elas só aumenta quando as moléculas colidem num movimento aleatório
caótico chamado de caos molecular.
Os Estados dos gases
Estudaremos neste conteúdo o estado gasoso. Notem que usamos a letra maiúscula no título (Estados),
que é utilizada para condição termodinâmica de determinada substância. Logo, poderemos ter dois gases
em Estados distintos e são as suas propriedades físicas que definem se os Estados serão diferentes ou
iguais.
O Estado termodinâmico, ou simplesmente Estado, de um gás é definido pelo conjunto de três propriedades
que se relacionam, chamadas de variáveis de Estado. São elas: volume (V) que representa a quantidade de
matéria ou substância presente (número de mols de gases simbolizado pela letra n), pressão do gás (p), e
sua temperatura (T).
Experimentalmente, foi observado que cada gás é descrito por uma equação que reúne as três variáveis de
Estado chamada de equação de Estado. Sua forma geral é dada por:
p = f (T,V,n)
Em que: 
p = pressão apresentada pelo gás 
T = temperatura apresentada pelo gás
V = volume apresentado pelo gás 
n = número de mols do gás
Essa expressão nos informa que a pressão de um gás é definida por uma função f que varia em função do
volume e da temperatura (levando-se em consideração o número de mols do gás em estudo).
As leis dos gases
A equação de Estado de um gás foi elaborada pela combinação de outras leis que regem o comportamento
gasoso. Vamos discuti-las?
As leis empíricas dos gases
A primeira lei empírica é chamada de Lei de Boyle, pois foi desenvolvida em 1961 por Robert Boyle, a partir
de uma sugestão de John Townley.
Figura 16 – Robert Boyle (1627-1691).
A primeira lei é a relação constante entre pressão (p) e volume (V). Matematicamente, pode ser escrita:
pV = constante
A partir dessa equação de Estado, é possível concluir que há uma relação inversamente proporcional entre
pressão e volume. Veja:
$$$p \propto \frac{1}{V} ~~~e~~~ V \propto \frac{1}{p}$$$
A explicação da Lei de Boyle é simples: se um gás estiver contido em um ambiente e esse ambiente diminuir
de tamanho (volume), o volume do gás será reduzido e consequentemente a pressão do sistema aumentará.
O efeito contrário também é verdadeiro.
Outras leis empíricas importantes são as que relacionam volume com temperatura, pressão com
temperatura e volume com número de mols. As relações são dadas nas equações que se seguem e são
conhecidas como Lei de Charles:
V = constante x T (a pressão constante)
p = constante x T (a volume constante)
V = constante x n (a pressão e temperatura constantes)
Atenção!
Essas três relações dão origem à expressão do Princípio de Avogadro, em que: volumes iguais de gases,
nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas.
A Figura 17 mostra a relação inversamente proporcional entre pressão e volume. Na imagem à esquerda,
temos o volume V1 maior e a pressão P1 no valor de 30psi. Na imagem à direita, temos uma redução de
volume (V2) que promove o aumento da pressão P2 (60psi):
Figura 17 – Exemplo da relação entre volume e pressão de gases.
A lei dos gases perfeitos ou ideais
As leis empíricas mostradas no item anterior (principalmente a pV = constante) e a lei que relaciona volume
e número de mols podem ser combinadas, gerando a seguinte expressão:
pV = constante x nT
Essa expressão traduz a Lei de Boyle quando n e T são constantes, e as demais relações empíricas também.
A constante de proporcionalidade que se mede experimentalmente é chamada constante R. Reescrevendo a
equação anterior com essa constante R, ela recebe o nome de equação de Clapeyron ou dos gases
perfeitos ou ideais:
pV = nRT
Em que: 
R é uma constante 
T = temperatura apresentada pelo gás 
V = volumeapresentado pelo gás 
n = número de mols do gás
Saiba mais
O conceito de gás ideal ou perfeito é aquele no qual a interação entre as moléculas componentes do gás é
nula, ou seja, não há interação entre as moléculas. É um conceito teórico, pois a interação pode ser bem
pequena, porém, nunca é zero. Então, para que existe esse conceito? Para facilitar nossos cálculos que
preveem o comportamento de gases quando as pressões forem extremamente baixas (simplificação do
cálculo matemático).
A equação dos gases perfeitos é mais exata quanto menor for a pressão do sistema. Em outras palavras,
podemos dizer que a equação dos gases perfeitos apresenta melhor resultado quando a pressão tender a
zero. Escrevemos: p→0. O Quadro 4 mostra a constante R nas unidades comumente usadas:
Valores de R Unidades de R
Unidade de
Temperatura
Unidade de
Pressão
U
8,31451 Pa.m3.K-1.mol-1 Kelvin (K) Pascal (Pa) m
8,31451 J.K-1.mol-1 Kelvin (K) Pascal (Pa) m
0,0820578 L.atm.K-1.mol-1 Kelvin (K) atm L
0,0831451 L.bar.K-1.mol-1 Kelvin (K) bar L
Obs.: 1J = N.m-1
Quadro 4 – Valores da Constante dos gases perfeitos (R). 
Elaborado por: Márcio Gonçalves Franco.
Transformações gasosas: efeito da alteração de suas variáveis de
Estado
Como já vimos, mesmo que o gás se apresente no estado gasoso, ele pode sofrer variação de volume, de
temperatura ou de pressão e ainda assim continuar no mesmo estado físico. Essas modificações de
variáveis de Estado modificam o Estado termodinâmico do gás. Note que sempre que ocorrem mudanças
em alguma variável de Estado, há mudança no Estado termodinâmico do gás.
Como a equação do gás apresenta três variáveis, e em uma mudança de Estado não consideraremos a
variação do número de mols do gás, as modificações gasosas sempre ocorrerão com uma das três variáveis
de Estado constante.
Desse modo, podemos dizer que existem três tipos de transformações gasosas: transformação isotérmica
(em que a temperatura é constante), isobárica (em que a pressão é constante) e isocórica ou isovolumétrica
(em que o volume é constante). Vamos estudá-las?
Transformações isotérmicas
São aquelas que ocorrem à temperatura constante. Para isso, vamos avaliar o gás antes da transformação
(indicado pela condição 1) e depois dela (indicado pela condição 2). As equações de Estado em cada
condição são escritas a seguir:
Condição 1: 
p1V1=nRT1
Rearranjando: 
$$$T_{1}=\frac{p_{1} V_{1}}{n R}$$$
Condição 2: 
p2V2=nRT2
Rearranjando: 
$$$T_{2}=\frac{p_{2} V_{2}}{n R}$$$
Se T1 = T2, pois a transformação é isotérmica: 
$$$\frac{p_{1} V_{1}}{n R}=\frac{p_{2} V_{2}}{n R}$$$
Simplificando: p1V1 = p2V2
Transformações isobáricas
São aquelas que ocorrem em pressões constantes. Após a manipulação algébrica semelhante à realizada
no item anterior e utilizando-se p1 = p2 (pressões constantes), surge a relação das transformações
isobáricas:
$$$\frac{T_{1}}{V_{1}}=\frac{T_{2}}{V_{2}}$$$
Transformações isocóricas ou isovolumétricas
Também conhecida como Lei de Charles, são as transformações que ocorrem sem que haja alteração do
volume. Na condição de V1 = V2, a reação das transformações isocóricas ou isovolumétricas é:
$$$\frac{p_{1}}{T_{1}}=\frac{p_{2}}{T_{2}}$$$
Efusão e difusão molecular
Os gases apresentam mobilidade elevada, conforme temos discutido aqui. Isso ocorre pela liberdade que as
moléculas gasosas apresentam: movimentam-se em direções aleatórias. Esse movimento caótico aumenta
os choques entre as moléculas. A Figura 18 mostra duas situações em que o caos molecular se apresenta:
uma em alta pressão e outra em baixa pressão.
Figura 18 – Representação do movimento caótico de moléculas de gases.
Dois movimentos gasosos se destacam e devemos estudá-los com mais detalhe: o fenômeno de difusão
molecular e o de efusão de moléculas gasosas.
A difusão molecular é aquele movimento espontâneo entre partículas gasosas resultando em uma
mistura homogênea. Em outras palavras, é a capacidade que os gases têm se de movimentar
espontaneamente por meio de outro gás.
A efusão molecular é um caso particular de difusão, em que os gases fluem por orifícios, sempre se
movimentando na direção da região de pressão mais baixa.
A Figura 19 representa os dois fenômenos:
À esquerda está representada a difusão de gases, em que ocorre a mistura espontânea dos gases 1 e 2
se uma passagem é aberta entre as regiões que contêm os gases 1 e 2, separadamente.
À direita, a figura mostra o fenômeno da efusão, em que o gás passa da região de pressão maior (região
preenchida com moléculas de gás), através de um pequeno orifício ou vários orifícios, para uma região de
pressão menor (e que não contém gases). Nesse exemplo, o gás flui para a região que apresenta pressão
nula ou vácuo, valor inferior a qualquer outro valor de pressão apresentada por uma região que contém
gases dispersos. A limitação da passagem (orifício) mostra que mesmo em regiões restringidas, a
efusão é observada.
Difusão molecular 
Efusão molecular 
Figura 19 – Difusão e efusão de gases.
Lei de Graham
Estudamos no tópico anterior que os gases fluem (movimentam-se) espontaneamente por fenômenos de
difusão e efusão. Quando falamos de movimentação das moléculas de gases, esse movimento tem relação
direta com as energias cinéticas que esses gases possuem. Se essa energia cinética tem relação direta com
a temperatura, pode-se dizer que os gases que apresentam temperaturas maiores se movimentarão com
maiores velocidades.
Mas e quando a temperatura e a pressão dos gases durante seu movimento são
constantes?
Nesses dois processos, a velocidade de movimentação dos gases é definida pela Lei de Graham, que
estabelece a relação entre velocidade e densidade dos gases que se misturam. A equação é:
$$$\frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{d_{2} / d_{1}}$$$
Em que: 
v1 = velocidade do gás 1 
v2 = velocidade do gás 2 
d1 = densidade do gás 1 
d2 = densidade do gás 2
Como estamos tratando de uma situação específica na qual as pressões p1 e p2 são iguais e T1 = T2, a
equação fica:
$$$\frac{v_{1}}{v_{2}}=\sqrt{M_{2} / M_{1}}$$$
Em que: 
v1 = velocidade do gás 1 
v2 = velocidade do gás 2 
M1 = massa molar do gás 1
M2 = massa molar do gás 2
Logo, a massa molar também interfere na velocidade de difusão e efusão de gases. Ou seja, quanto menor
for a massa, mais facilmente o gás realizará efusão e difusão.
Mistura de gases e pressão parcial de gases: Lei de Dalton
Quando vários gases são misturados, devemos nos dar conta de que cada gás contribui para a pressão total
do sistema. A Lei de Dalton, descoberta no século XIX, estabelece que a pressão exercida por uma mistura
de gases perfeitos é igual à soma das pressões parciais de cada gás componente da mistura. Imagine uma
mistura de gases ideais A, B, C e D. A pressão total do sistema seria a soma das pressões parciais dos
gases:
$$$p_{\text {total }}=p_{A}+p_{B}+p_{C}+p_{D}$$$
Em que: 
Pressão total: soma das pressões parciais 
pA, pB, pC, pD = pressão parcial de cada gás (A, B, C e D)
Cada gás pode ter sua pressão (pressão parcial) calculada pela expressão:
$$$p_{g \mathrm{a} s}=\frac{n_{g \mathrm{a} s} R T}{V}$$$
Em que: 
n = número de mols do gás em estudo 
R = constante dos gases perfeitos 
V = volume
A pressão parcial do gás também pode ser calculada pelo uso da fração molar do gás presente na mistura.
A fração molar é um tipo de concentração que leva em consideração o número de mols do gás em estudo e
o número de mols total de gases na mistura. Imagine uma mistura gasosa em que existam 2 mols do gás A
e 16 mols do gás B.
Podemos escrever:
Número de mols do gás A = 2
Número de mols do gás B = 16
Número de mols total: (2 + 16) = 18
Agora, podemos calcular a fração molar (xj) dos gases A e B:
$$$ \begin{aligned} &\mathrm{X}_{\mathrm{A}}=\frac{n A}{n} \\ &\mathrm{X}_{\mathrm{B}}=\frac{n B}{n}
\end{aligned} $$$
Em que n = número de mols total ou
$$$\left(\mathrm{n}_{\mathrm{A}}+\mathrm{n}_{\mathrm{B}}\right)$$$
O cálculo fica:$$$ \begin{aligned} &\mathrm{X}_{\mathrm{A}}=\frac{2}{18}=0,11\\
&\mathrm{X}_{\mathrm{B}}=\frac{16}{18}=0,89 \end{aligned} $$$
Note que a soma das frações molares será sempre igual a 1:
$$$ \begin{aligned} &x_{A}+x_{B}=1 \\ &0,11+0,89=1 \end{aligned} $$$
A pressão parcial também pode ser escrita em função das frações molares dos gases presentes na mistura.
Para uma mistura de gases A, B, C e D, o cálculo da fração molar fica:
$$$ p_{\text {parcial }}=(x) \cdot p_{\text {total }} $$$
Em que: x = fração molar de cada gás $$$ \left(\mathrm{X}_{\mathrm{A}}, \mathrm{X}_{\mathrm{B}},
\mathrm{X}_{\mathrm{C}} \mathrm{e} \mathrm{X}_{\mathrm{D}}\right) $$$
Para o gás A, por exemplo:
$$$ p_{A}=x_{A}\left(p_{\text {total }}\right) $$$
Ainda considerando uma mistura dos gases A, B, C e D, temos:
$$$ p_{A}+p_{B}+p_{C}+p_{D}=\left(x_{A}+x_{B}+x_{C}+x_{D}\right)\left(p_{\text {total }}\right) $$$
Gases reais
Conforme estudamos, os gases até o momento são tratados segundo o comportamento ideal, ou seja, em
que não existem interações entre as moléculas componentes do gás. Já dissemos também que esse
comportamento é teórico, pois as interações moleculares estão presentes, principalmente, nos gases que
apresentam velocidade espacial alta, mesmo em baixas pressões.
Comentário
Quando essas interações são levadas em consideração, dizemos que os gases apresentam desvios em
relação à lei dos gases ideais. Esses desvios ocorrem pelo fato de os gases reais apresentarem forças
repulsivas e atrativas que promovem fenômenos distintos: as atrativas contribuem para a compressão
gasosa e as repulsivas para as expansões.
As forças repulsivas ocorrem quando as moléculas se aproximam ou colidem durante seus movimentos.
São interações de curto alcance mesmo considerando a escala molecular. Tornam-se mais significativas
quando as moléculas se aproximam umas das outras. Já as forças atrativas têm alcance grande e são
importantes quando as moléculas estão próximas umas das outras ou quase se tocando.
As duas forças resultantes aumentam de intensidade quando as moléculas do gás se aproximam. Em
temperaturas altas e pressões altas, esses fenômenos aumentam de intensidade: a temperatura influencia a
energia e o movimento das moléculas, e o aumento de pressão atua no sentido de forçar a aproximação das
moléculas.
Um fenômeno observado é que as moléculas gasosas com comportamento real tentarão se opor à
compressão quando uma força é aplicada. A essa ação contrária à compressão gasosa chamamos de
compressibilidade gasosa, simbolizada pelo fator de compressibilidade Z. Esse fator pode ser
compreendido como um fator de correção dos gases reais quando comparados ao gás ideal.
Vejamos a expressão de cálculo de Z:
$$$ Z=\frac{V_{\text {real }}}{V_{\text {ideal }}}=\frac{p \cdot V}{R \cdot T} $$$
Em que: 
V = volume de 1 mol de gás
O valor de Z para gases ideais ou perfeitos é igual a 1. Logo, o desvio de Z em relação a 1 é a medida do
afastamento do gás em relação ao comportamento ideal.
Atenção!
Em pressões baixas, o valor de Z para a maioria dos gases é aproximadamente 1, porém, em pressões
elevadas, todos os gases apresentam Z > 1, o que mostra que é mais difícil comprimi-los do que um gás
ideal. Nesse caso, as forças repulsivas são dominantes. Em pressões intermediárias, a maioria dos gases
têm Z < 1, o que mostra a dominação das forças atrativas que favorecem a compressão.
Outras equações também são usadas para descrever o comportamento de gases reais. A equação de Van
der Waals foi desenvolvida baseada em dados experimentais, porém, serve como modelo mais simples. É
representada por:
$$$ p=\frac{R T}{V_{m}-b}-\frac{a}{V_{m}^{2}} $$$
Em que: 
a e b = coeficientes de Van der Waals específicos para cada gás 
Vm = volume molar
As leis dos gases: de�nições e aplicações
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco traz resoluções de exercícios de diferentes complexidades
envolvendo as leis abordadas no texto. Vamos lá!
Vem que eu te explico!
Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
As leis dos gases
2:22 min.
Transformações gasosas: efeito da alteração de suas variáveis de Estado
1:48 min.
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Mistura de gases e pressão parcial de gases: Lei de Dalton
1:00 min.
MÓDULO 3
Vem que eu te explico!
As leis dos gases
2:22 min.
Transformações gasosas: efeito da alteração de suas variáveis de Estado
1:48 min.
Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Dois gases armazenados em dois recipientes distintos (com o mesmo volume) e hermeticamente fechados
apresentam comportamentos diferentes. O gás 1, armazenado no recipiente A, apresentou pressão interna
de 1,02bar. O gás 2, armazenado no recipiente B, apresentou pressão interna 2,08bar. As massas molares
dos gases são ligeiramente diferentes. Sobre o comportamento esperado dos gases e suas
compressibilidades (valor esperado de Z), podemos dizer que
A
o gás 1 apresenta comportamento mais próximo do ideal, pois a pressão é menor e o
valor de Z é muito maior que 1; já o gás 2 apresenta comportamento mais próximo do real
e o Z é muito menor que 1.
B
o gás 1 apresenta comportamento próximo do ideal, pois a pressão é menor e o valor de Z
é próximo de 1; já o gás 2 apresenta comportamento mais próximo do real e o Z é



é próximo de 1; já o gás 2 apresenta comportamento mais próximo do real e o Z é
levemente maior que 1.
C
o gás 1 apresenta comportamento próximo do ideal, pois a pressão é menor e o valor de Z
é próximo de 1; já o gás 2 apresenta comportamento mais próximo do real e o Z é maior
que 1.
D
o gás 1 apresenta comportamento próximo do real, pois embora a pressão dele seja
menor, é ainda uma pressão alta para gás ideal; da mesma maneira, o gás 2 tem
comportamento real pela pressão alta. Nos dois casos, o valor de Z é maior que 1.
E
o gás 1 apresenta comportamento ideal, pois sua pressão é baixa e, devido a isso, o valor
de Z é muito menor que 1; já o gás 2 tem comportamento mais próximo do real, pela sua
pressão ser alta e o valor de Z é maior que 1.
Parabéns! A alternativa C está correta.
Podemos efetuar essa comparação, pois o enunciado da questão deixou claro que as condições
eram as mesmas: temperatura e volume. A terceira variável de Estado é que mudou. O volume
dos recipientes 1 e 2 também eram os mesmos. Nessas condições, o gás que apresenta menor
pressão se aproxima mais do comportamento ideal e o valor de Z se aproxima de 1. O gás 2, por
apresentar maior pressão se aproxima mais do comportamento real e o valor de Z deve
apresentar-se maior que 1. Nesta situação (em que o fator de compressibilidade é maior que 1),
os efeitos repulsivos são preferenciais.
Questão 2
Um gás está armazenado em um frasco hermeticamente fechado. Com o auxílio de um microfurador, vários
microfuros (orifícios) foram feitos no frasco e o gás iniciou seu fluxo de passagem para a região externa ao
frasco até que, em determinado momento, o fluxo de saída do frasco parou. Em relação ao fenômeno
descrito, marque a opção correta:
A
O fenômeno descrito chama-se efusão, que é iniciado pelo aparecimento dos orifícios. O
diferencial de pressão é responsável pela saída do gás para a região de maior pressão,
externa ao frasco. O fluxo para quando as pressões interna do frasco e do exterior ao
frasco se igualam.
Considerações �nais
Neste conteúdo vimos que o estudo dos diversos estados físicos em que a matéria se apresenta suas
B
O fenômeno descrito chama-se difusão, que é iniciado pelo aparecimento de orifícios. O
diferencial de pressão é responsável pela saída do gás para a região de menor pressão,
externa ao frasco. O fluxo para quando as pressões interna do frasco e do exterior ao
frasco se igualam.
C
O fenômeno descrito chama-se efusão, que é iniciado pelo aparecimento de orifícios. O
diferencial de pressão é responsável pela entrada do gás para a região de maior pressão,
externa ao frasco. O fluxo para quando as pressões interna do frasco e do exterior ao
frascose igualam.
D
O fenômeno descrito chama-se efusão, que é iniciado pelo aparecimento de orifícios. O
diferencial de pressão é responsável pela saída do gás para a região de menor pressão,
externa ao frasco. O fluxo para quando as pressões interna do frasco e do exterior ao
frasco se igualam.
E
O fenômeno descrito chama-se difusão, que é iniciado pelo aparecimento de orifícios. O
diferencial de pressão é responsável pela saída do gás para a região de maior pressão,
externa ao frasco. O fluxo para quando as pressões interna do frasco e do exterior ao
frasco se igualam.
Parabéns! A alternativa D está correta.
A difusão e a efusão são fenômenos que decorrem da movimentação de gases e há tendência à
igualdade de pressões após a obtenção de uma solução gasosa homogênea. No exercício, o
diferencial de pressão faz com que o gás migre para a região de pressão mais baixa através do(s)
orifício(s) criados. Esse fenômeno é chamado efusão e ocorre até que a pressão das duas
regiões se iguale.

Neste conteúdo, vimos que o estudo dos diversos estados físicos em que a matéria se apresenta, suas
condições e os fenômenos envolvidos nas mudanças de estado são importantes para que possamos
entender as reais condições de uso de várias substâncias no cotidiano. Esclarecemos que as forças
intermoleculares atuam de forma direta sobre as mudanças de estado físico e devem ser levadas em
consideração quando são avaliadas as energias necessárias para que as mudanças de fase ocorram.
Estudamos sobre as particularidades do estado gasoso da matéria e os fenômenos de movimento como
consequência da movimentação aleatória das moléculas gasosas (caos molecular). Sobre o
comportamento dos gases, vimos que a teorização do gás ideal é necessária em função da simplificação
dos cálculos matemáticos, porém, não pode ser usada em todos os casos. As condições de contorno, tais
como pressão e temperaturas baixas, permitem que a lei do gás ideal seja utilizada; entretanto, em
condições diferentes, o gás tem comportamento completamente diferente. Finalmente, estudamos a
compressibilidade dos gases e o fator de compressibilidade (Z), que é uma medida de desvio da linearidade
do gás e novamente nos ajuda a entender os diversos fenômenos que ocorrem no estado físico mais
energético da matéria: o gasoso.
Podcast
Neste podcast, o especialista Marcio Franco resume os principais pontos do tema. Confira!

Referências
ATKINS, P. W. Físico-Química. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1997.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 1995.
RUSSEL, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. p.162-215.
Explore +
Leia o artigo A água e mudanças climáticas, de José Antônio Marengo, publicado na revista Estudos
Avançados, do Instituto de Estudos Avançados da Universidade de São Paulo, v. 22, n. 63, de 2008,
disponível na SciELO Brasil, na internet. Com o artigo, você complementa seus conhecimentos em
mudanças de estados físicos e os impactos dessas mudanças na saúde do planeta.
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