12 - ENEM - Química - Forças intermoleculares eos estados físicos de agregação da matéria - Prime Cursos

Prévia do material em texto

26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 1/10
ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
12. FORÇAS INTERMOLECULARES E OS ESTADOS FÍSICOS DE AGREGAÇÃO DA
MATÉRIA
 
Desde  tempos  remotos  a  humanidade  vem  tentando  identificar  os  diversos  tipos  de  matéria  (substâncias)  e
classificá­las de acordo com a forma com que se apresenta em determinadas condições.
A expressão “estado físico” normalmente está associada a estes modos de manifestação da matéria, mas também
pode ser interpretada como uma descrição das variáveis de estado de um dado sistema ou corpo, isto é, podemos
definir um conjunto de  informações como temperatura, pressão, volume, densidade, etc. como o estado  físico de
um  sistema  da  mesma  forma  que  o  seu  estado  de  saúde  pode  ser  evidenciado  com  base  em  medidas  de
temperatura  corporal,  pressão  arterial,  freqüência  cardíaca,  e  outras  informações  disponíveis  mediante  exames
biomédicos.
Por conta disto é mais conveniente que chamemos cada uma destas formas de apresentação das substâncias de
Estados  Físicos  de  Agregação  da Matéria,  uma  vez  que  é  importante  especificar  que  estamos  falando  de  uma
maneira em particular da matéria se organizar em sua estrutura mais elementar: átomos e moléculas. A palavra
agregação  tem  justamente esta conotação e pode ser entendida como  “a  forma com que as partículas  (átomos,
íons e moléculas) estão organizadas no espaço”.
Pelo menos  três destes estados de agregação  (sim, existem outros) merecem um destaque especial, são eles o
estado  sólido,  o  estado  líquido  e  o  estado  gasoso. Estes  três  podem  ser  facilmente  identificados  no  cotidiano  e
podem ser diferenciados com base em duas propriedades: forma e volume. Como sabemos os sólidos têm forma e
volume  definidos,  ao  contrário  dos  gases  que  mudam  de  forma  e  de  volume  em  função  do  recipiente  que  os
contêm. Os líquidos têm forma variável como gases, mas mantêm o volume constante como os sólidos, o que nos
faz pensar se este estado de agregação não é uma espécie de transição entre os dois primeiros.
Sob o ponto de vista microscópico esta é a conclusão mais óbvia, vejamos: o que de fato define a forma fixa de um
sólido é a  força com que as suas partículas estão  ligadas, e conseqüentemente a distância entre elas. As  fortes
ligações entre as unidades que formam o sólido (ou unidades reticulares) deixam estas partículas tão próximas que
mesmo sob a  força da gravidade elas não escoam, permanecem  juntas quase sem sair  do  lugar. Se a pressão
aumenta muito  o  sólido  não  pode  “encolher”  porque  as  partículas  já  estão  na  distância mínima possível,  se  por
outro lado a pressão diminui as partículas não podem se afastar por causa da intensa força que as mantêm unidas.
Com os gases as coisas ocorrem de modo diferente, praticamente não existem forças efetivas de ligação entre as
partículas e, portanto estas se encontram extremamente afastadas umas das outras. A conseqüência é que o gás
sempre ocupa todo o recipiente que o contém independente da forma e do volume.
O que podemos concluir com relação ao estado líquido é que as forças não são fortes o bastante para impedir que
ele escoe,  isto é, mude de forma quando se troca o recipiente, mas são efetivas o suficiente para impedir que as
suas unidades elementares se afastem livremente quando há alguma variação de pressão. Assim os líquidos são
fluidos como os gases, embora também seja considerado um estado condensado (não muda o volume por variação
de pressão) como os sólidos.
Forças Intermoleculares
Até agora discutimos as forças responsáveis pela existência das diversas substâncias que conhecemos (compostos
iônicos, metálicos e moleculares). Estas forças, porém nem sempre explicam o estado de agregação em que estas
substâncias se encontram (sólido, líquido ou gás) e muito menos porque a maioria absoluta delas está normalmente
misturada homogeneamente umas às outras  formando um sistema que chamamos de  “solução”. Outra pergunta
ainda  não  respondida  é  porque  a  água  é  líquida  nas  condições  ambientais  e  porque  este  líquido  é  capaz  de
dissolver um número tão grande de substâncias.
Neste tópico veremos as forças responsáveis por estas proezas, conhecidas como ligações intermoleculares. 
Tipos de Interações Intermoleculares
⇒ Dipolo Induzido – Dipolo Induzido (Dispersão de London): Essas forças ocorrem em todos os tipos de moléculas,
mas são as únicas que acontecem entre as moléculas apolares. Quando essas moléculas estão no estado sólido ou
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 2/10
líquido, devido à proximidade existente entre elas, ocorre uma deformação momentânea das nuvens eletrônicas,
originando pólos ­ e +.
Alguns exemplos de substâncias formadas por moléculas apolares que interagem por forças intermoleculares dipolo
induzido­dipolo induzido: H2, CO2, CH4, C2H6, etc.
Representação da Formação de Dipolos Induzidos (Dispersão de London)
⇒ Dipolo  –  Dipolo  (Forças  de  Van  der Waals):  Esse  tipo  de  força  intermolecular  é  característico  de  moléculas
polares. Veja como exemplo a interação que existe no HCl sólido
Representação da Atração Dipolo­Dipolo no HCl
Esse  tipo de  interação é  semelhante à que ocorre entre  os  íons Na+  e Cl–  no  retículo  do NaCl  (ligação  iônica),
porém com intensidade bem menor.
Alguns exemplos de substâncias polares em que suas moléculas interagem por dipolo­dipolo: HF, SO2, H2S, etc.
⇒  A  ligação  de  hidrogênio:  Formando  um  grupo  à  parte  aparecem  as  ligações  de  hidrogênio  (ou  pontes  de
hidrogênio como preferem alguns autores). Elas ocorrem sempre que o hidrogênio está ligado diretamente a Flúor,
Oxigênio  ou  Nitrogênio.  A  diferença  de  eletronegatividade  nestes  grupos  faz  com  que  a  polaridade  se  torne
exageradamente alta  gerando uma atração eletrostática muito mais  intensa que num dipolo­dipolo  convencional.
Este  tipo de  ligação, dentre outras coisas,  faz com que a água seja  líquida entre 0 e 100ºC e seja um excelente
solvente para moléculas polares e compostos iônicos.
A ligação de hidrogênio e a estrutura de um cristal de gelo
O Estado Gasoso
A  palavra  gás  é  derivada  do  grego  chaos,  e  obviamente  descreve  um  sistema  absolutamente  desorganizado
(caótico). Isto se deve ao fato de não existirem nos gases perfeitos forças de atração que mantenham as partículas
unidas e organizadas como no caso dos estados condensados (líquidos e sólidos). A consequência disto está nas
suas propriedades, ele não  tem  forma nem volume definidos, ocupam  todo o  recipiente que o contém assumido
sempre a sua forma.
Estas características  tornam a manipulação de um gás problemática, principalmente se a substância manipulada
apresenta algum perigo ao ambiente e/ou aos seres humanos.
Por  outro  lado  a  descrição  física  de  um  sistema  gasoso  pode  ser  extremamente  simplificada.  Se  as  forças  que
unem as partículas são desprezíveis então praticamente todos os gases se comportam da mesma forma e podem
ter este comportamento descrito por uma equação geral aplicável a qualquer gás perfeito.
As Leis Empíricas dos Gases
Basicamente três estudos experimentais, ou empíricos, serviram de base para o desenvolvimento da teoria (e suas
equações) que atualmente descreve o comportamento de gases perfeitos.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 3/10
⇒  Lei  da  transformação  isobárica,  ou  Lei  de Charles: O  volume  é  diretamente  proporcional  à  temperatura  se  a
pressão permanece constante.
⇒ Lei da transformação isotérmica ou Lei de Boyle­Marriote: O volume é inversamente proporcional à pressão se atemperatura é mantida constante.
⇒ Lei da transformação isométrica, isocórica ou isovolumétrica, ou Lei de Gay­Lussac: A temperatura é diretamente
proporcional à pressão se o volume permanece constante.
As equações abaixo mostram estas relações:
Combinando estas três leis numa única equação chega­se à Equação Geral de Estado do gases:
Esta equação pode ser aplicada para prever qualquer transformação física que um gás possa sofrer desde que não
ocorra perda de matéria para a vizinhança ou por reação química, isto é, a quantidade de matéria (número de mols
do  gás)  dentro  do  sistema  deve  permanecer  constante.  Uma  outra  combinação  entre  estas  leis  pode  ser  feita
adicionando­se mais uma variável, o próprio número de mols, e uma constante chamada Constante Universal do
Gases.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 4/10
PV = nRT
P = pressão
V = volume
T = temperatura
n = quantidade de matéria (mol)
R = constante universal dos gases perfeitos
Esta equação é conhecida como Equação de Clapeyron ou Lei dos Gases  Ideais e por considerar o número de
mols como uma variável pode ser usada para prever o comportamento do gás mesmo quando uma reação química
está em andamento.
Misturas Gasosas
Além das  transformações  físicas  a  que  um gás  está  sujeito  outras  propriedades  dos  gases  são  de  interesse  da
humanidade. Por exemplo, o que acontece quando gases diferentes ocupam o mesmo recipiente? Algo semelhante
ocorre  quando  enchemos  o  pulmão  de  ar,  uma  mistura  de  oxigênio,  nitrogênio,  argônio  e  outros  constituintes
menores. Nos pulmões o ar perde oxigênio para o sangue e recebe dele o gás carbônico produzido pela respiração
celular mudando a sua composição.
John Dalton enunciou uma equação que prevê as variações nas propriedades de um sistema composto por uma
mistura de gases perfeitos. Tal equação é conhecida como Lei de Dalton para uma mistura de gases ideais.
Pt = P1 + P2 + ... +Pn
A  lei  de  Dalton  se  baseia  na  seguinte  regra:  “Em  uma  mistura  gasosa,  a  pressão  de  cada  componente  é
independente  da pressão dos demais, a pressão total (Pt) é igual à soma das pressões parciais dos componentes”.
Exemplificando:  se misturarmos  volumes  iguais  de  dois  gases  como  o  Argônio  (Ar)  e  Hélio  (He)  que  estiverem
mantidos na mesma temperatura, chegaremos à Lei de Dalton se considerarmos que a soma das pressões que os
componentes exercem é a pressão total do sistema correspondente:
PTotal= PHe + PEr
Outra situação importante está relacionada à velocidade com que um gás se espalha no ambiente, especialmente
se o gás é perigoso, ou com que velocidade um gás confinado num cilindro escapa quando uma válvula de abertura
é acionada, como numa lata de tinta tipo spray.
A Lei da Efusão/Difusão de Graham determina que a velocidade de difusão (quando um gás se mistura a outro) ou
efusão (quando um gás pressurizado escapa por um pequeno orifício para uma região de menor pressão) de um
gás é inversamente proporcional à sua densidade ou à sua massa molar.
A Teoria Cinética dos gases foi sintetizada com o intuito de explicar as propriedades e o comportamento interno dos
gases. A compreensão dessa teoria é fundamental para o entendimento das leis empíricas, do comportamento dos
gases em misturas e da lei de efusão/difusão de Graham. A teoria Cinética dos gases se fundamenta nos seguintes
postulados:
­  Todo  gás  é  composto  de  inúmeras  moléculas  que  se  movimentam  de  forma  desordenada  e  com  uma  alta
velocidade.  Essa  movimentação  é  chamada  agitação  térmica.  O  grau  dessa  agitação  serve  para  identificar  a
temperatura dos gases.
­ As moléculas dos gases têm um tamanho desprezível em relação às distâncias entre elas, o que faz com que o
volume ocupado pelas moléculas de um gás seja praticamente desprezível.
­ O gás ocupa todo o espaço do lugar onde está contido, devido às moléculas dele se movimentarem em todas as
direções.
­ O fato do movimento das moléculas dos gases serem perpétuos, é que, o choque delas contra si mesmas e contra
as paredes do  recipiente onde o gás está contido é perfeitamente elástico, o que  faz com que as moléculas não
percam energia cinética nem quantidade de movimento.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 5/10
­ As moléculas de um gás só interagem entre si quando elas colidem. Fora as colisões elas apresentam movimento
retilíneo uniforme (MRU). 
Vale lembrar que a capacidade que os gases têm de se comprimir facilmente e a sua grande dilatação térmica, vêm
do fato de suas moléculas terem tamanho praticamente desprezível.
O Estado Líquido
Ao contrário dos gases perfeitos, que não apresentam forças de interação significativas, os estados condensados
(líquidos  e  gases)  se  diferenciam  justamente  pela  natureza  destas  forças  e  conseqüentemente  pela  intensidade
com que estas mantêm as unidades fundamentais unidas. A conclusão mais imediata é que não deve ser simples
escrever uma equação geral que atenda a todos os  líquidos ou todos os sólidos.  Isto posto podemos continuar a
descrever o estado líquido com base nas suas propriedades e na relação destas com as forças de agregação.
Propriedades do Estado Líquido:
⇒ Viscosidade:  Podemos  definir  viscosidade  como uma oposição  ao  escoamento,  ou  seja,  quanto mais  viscoso
maior  a  dificuldade  que  o  líquido  terá  de  fluir  ou  alterar  a  sua  forma.  Dois  fatores  são  determinantes  para
compreender a viscosidade dos líquidos.
(1) forças de interação e (2) volume molecular.
O primeiro  fator define  justamente a  intensidade com que as moléculas do  líquido estão presas umas às outras,
quanto  maior  a  força  desta  interação  maior  a  dificuldade  que  o  líquido  terá  para  fluir,  assim  a  glicerina
extremamente polar e cheia de ligações de hidrogênio entre as suas moléculas é extremamente viscosa, enquanto
o álcool etílico muito menos polar é pouco viscoso.
Os  óleos  vegetais  são  praticamente  apolares, mas mesmo  assim  são muito  viscosos,  como  o  óleo  de  soja  por
exemplo.  Isto  deixa  claro  que  a  força  intermolecular  não  é  o  único  fator  relacionado  à  viscosidade.  Neste  caso
específico podemos explicar a grande dificuldade de escoamento com base no volume molecular, isto é, o volume
que a molécula ocupa individualmente no sistema.
Se você  já  teve que se deslocar dentro de um ônibus  lotado  já percebeu que os  “magrinhos”  se deslocam com
maior  desenvoltura.  O  mesmo  acontece  com  as  moléculas,  quanto  maior  o  volume  hidrodinâmico  delas  mais
dificuldade terão para se deslocar no sistema, por isso o óleo de soja que é constituído de moléculas enormes é tão
viscoso mesmo sendo praticamente apolar.
⇒ Tensão superficial: Você já deve ter visto fotos de insetos e lagartos que estão “planando” sobre as águas. Isto
ocorre por que toda vez que a superfície de um líquido é pressionada ela tenta resistir a esta pressão impedindo
que a sua superfície seja violada.
Acontece  que  na  superfície  dos  líquidos  as  forças  intermoleculares  estão  concentradas  em  apenas  algumas
direções (para os lados e para baixo)
Tensão superficial dos líquidos
Este  “desequilíbrio”  de  forças  tem uma  conseqüência,  as moléculas  da  superfície  estão mais  fortemente  ligadas
umas às outras do que as que estão no volume.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 6/10
Representação vetorial das interações intermoleculares num líquido
E é justamente isto que faz a superfície de qualquer líquido oferecer resistência a algum corpo estranho que tenta
penetrá­lo.
Obviamente em alguns líquidos, como a água, estaresistência é bem maior, isto se deve mais uma vez à natureza
das ligações intermoleculares, quanto mais polar for a molécula (e a água é muito polar) maior será a intensidade
da ligação entre elas e conseguintemente maior a tensão superficial.
⇒ Pressão  de  vapor  (volatilidade):  Se  um  líquido  estiver  confinado  dentro  de  uma  garrafa  com  espaço  “vazio”
acima  da  superfície  algumas  de  suas  moléculas,  impelidas  pela  energia  cinética,  evaporam.  Se  a  garrafa  está
firmemente tampada o vapor vai se acumular nesta região até um determinado limite. Este limite surge da dinâmica
do processo, isto é, da mesma forma que algumas moléculas se “soltam” da fase líquida e viram vapor, outras que
já  vaporizaram  podem  se  chocar  com  a  superfície  do  líquido  ficando  aprisionadas.  Quanto  mais  moléculas
estiverem  na  fase  gasosa  maior  a  freqüência  com  que  estes  choques  ocorrem  e  em  determinado  ponto  a
velocidade com o que as moléculas escapam se torna a mesma com as que já escaparam voltam à fase líquida.
A esta pressão máxima que o vapor de um líquido pode atingir quando confinado num recipiente hermeticamente
fechado  chamamos  de  pressão  de  vapor,  esta  depende  exclusivamente  da  temperatura  e  está  diretamente
associada com a volatilidade da substância.
Raciocinemos da seguinte forma, se numa dada temperatura o líquido A tem pressão de vapor (Pv) igual a 25 torr,
enquanto a do  líquido B é 60  torr,  estamos dizendo que o  líquido B, nas mesmas condições do A,  “liberou” um
maior  número  de moléculas  para  o  estado  gasoso.  Se  o  recipiente  estivesse  aberto  e  estas moléculas  fossem
perdidas para a vizinhança o volume  restante do  líquido B seria menor que do  líquido A  (considerando volumes
iniciais iguais).
A pressão de vapor e a volatilidade dependem certamente das forças intermoleculares, quanto maior a intensidade
da  ligação menor  a  pressão  de  vapor,  o  que  torna  o  líquido menos  volátil.  Todavia  não  se  pode  negligenciar  a
influência do peso molecular, moléculas mais pesadas, ao se vaporizarem, enfrentam maior dificuldade de vencer a
força da gravidadeque as puxa para baixo, assim o óleo mineral, muito usado como  laxante, apesar de apolar é
menos volátil  que a água. Uma outra propriedade  relacionada à pressão de vapor é o ponto de ebulição de um
líquido. Considerando que a ebulição é na verdade um estado de equilíbrio entre as fases líquida e gasosa espera­
se que o líquido só encontre este estado (em recipiente aberto e ao nível do mar) quando a sua pressão de vapor
se igualar à pressão atmosférica (pressão de oposição à vaporização).
Se uma substância é pouco volátil (baixa pressão de vapor) precisará de uma temperatura mais alta para entrar em
ebulição,  isto porque a pressão de vapor aumentar com a temperatura,  logo se um líquido tem ponto de ebulição
normal  (pressão  de  oposição  de  1,0  atm)  a  180ºC  é  porque  nesta  temperatura  a  sua  pressão  de  vapor  é
exatamente igual a 760 torr ou 1,0 atm.
⇒ Capilaridade:  Esta  é  uma  das mais  interessantes  propriedades  dos  líquidos.  Você  já  deve  ter  percebido  que
quando se  tenta  transferir um pouco de água de um copo para o outro parte do  líquido acaba escorrendo pelas
laterais do copo e molhando tudo ao redor. Esta aderência da água em superfícies de vidro também é responsável
pela formação do menisco numa proveta ou por fazer a água subir por um fino tubo capilar (figuras a seguir):
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 7/10
Foto de menisco num balão volumétrico
Foto de menisco numa proveta graduada
Fenômeno da capilaridade
Por  conta  deste  último  fenômeno  chamamos  de  capilaridade,  a  tendência  que  os  líquidos  têm  de  aderir  e  se
deslocar  na  superfície  de  um  sólido  mesmo  contra  a  ação  da  gravidade.  Basicamente  podemos  atribuir  este
fenômeno a duas forças de interação presente no sistema, a força de coesão, que mantém as moléculas do líquido
unidas  (ligações  de  hidrogênio  no  caso  da  água)  e  a  força  de  adesão,  aquela  que  mantém  as  moléculas  da
superfície do sólido unidas às moléculas do líquido numa região que chamamos interface.
No caso específico do  tubo capilar mostrado na  figura, as moléculas do vidro atraem as moléculas de água para
cima (adesão) e estas arrastam as outras moléculas de água que estão no volume (coesão). Se o tubo tivesse um
diâmetro um pouco maior o peso da massa de água faria o centro da coluna ficar mais baixo, como numa corda de
varal carregada de roupas, formando os menisco das figuras supra acima.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 8/10
 
O Estado Sólido
Assim como para o estado líquido, não existe uma única equação de estado simples que descreva satisfatoriamente
o estado sólido. Algumas equações podem, no entanto, ser úteis para prever deformações em estruturas sólidas e
mesmo as mudanças de volume provocadas por variações de temperatura e de pressão.
É importante observar que mesmo estas equações precisam de parâmetros (constantes) específicos para cada tipo
de sólido, e, portanto não têm a mesma utilidade das equações para os gases se não estiver acompanhada de uma
tabela de dados físicos.
Propriedades dos Sólidos:
⇒ Viscosidade: como se pode imaginar a viscosidade de um sólido pode ser considerada infinita, uma vez que os
sólidos não escoam devido à estrutura cristalina e às  forças de  interação muito  intensas,  isto obviamente  impede
que as partículas “rolem” umas sobre as outras.
⇒ Pressão de Vapor (volatilidade): ao contrário do que se possa imaginar alguns sólidos são voláteis. Apesar das
fortes ligações substâncias de baixa polaridade como naftaleno (naftalina) e o iodo podem passar diretamente para
a fase vapor em temperatura e pressão ambientes. Este processo não  inclui a passagem para a  fase  líquida e é
chamado  de  sublimação.  Na  verdade  qualquer  sólido  pode  sublimar,  desde  que  as  condições  de  pressão  e
temperatura sejam adequadas.
⇒ Tensão Superficial: assim como no caso da viscosidade pode­se considerar que a tensão superficial de um sólido
é infinita, uma vez que a superfície do sólido resiste a qualquer tentativa de penetração.
Tipos de Sólidos
De modo geral os sólidos podem ser classificados com relação à estrutura e às forças de interação.
Quanto à estrutura os sólidos podem ser cristalinos  (sólidos verdadeiros) ou amorfos  (pseudo sólidos). Definimos
como sólidos cristalinos aqueles que apresentam geometria definida e repetitiva na organização das suas unidades
fundamentais,  ou  unidades  reticulares  (átomos,  moléculas  ou  íons).  Esta  geometria  depende  basicamente  do
tamanho das partículas que estão agregadas ao cristal e são representadas por uma cela unitária (figura a seguir),
estrutura  básica  que  tem  a  capacidade  de  representar  todo  o  retículo  cristalino.  Em  outras  palavras  o  retículo
cristalino é constituído por infinitas celas unitárias alinhadas entre si de forma quase perfeita.
Representação de uma rede cristalina (a cela unitária está em azul)
Os  sólidos  amorfos  obviamente  não  apresentam  retículo  cristalino  e,  portanto,  não  têm  uma  cela  unitária  que
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 9/10
represente  a  sua  estrutura  interna. Alguns  autores  também descrevem os  sólidos  amorfos  como  líquidos  super­
resfriados.  Isto  se  deve  ao  fato  de  a  estrutura  destes  sólidos  não  apresentarem  organização,  como  ocorre  nos
líquidos.  A  intensidade  da  força  de  agregação  é  que  impede  estes  sólidos  de  escoarem,  todavia,  por  falta  de
retículo cristalinoestes sólidos não apresentam ponto de fusão definido (não fundem a temperatura constante), à
medida que são aquecidos a viscosidade diminui gradativamente e eles passam a fluir. O exemplo mais conhecido é
o  vidro.  Quanto  às  forças  de  interação  os  sólidos  cristalinos  podem  ser  iônicos,  covalentes,  moleculares  ou
metálicos.  A  diferença  está,  como  o  critério  de  classificação  sugere,  na  natureza  da  força  que  une  as  unidades
reticulares.  Os  sólidos  iônicos  são  formados  por  íons  de  cargas  opostas,  portanto  a  natureza  da  ligação  é
eletrostática.  Isto  faz  com  estes  sólidos  tenham  altos  pontos  de  fusão,  alto  grau  de  dureza,  mas  suscetíveis  a
fraturas.
Os  sólidos  covalentes  são  formados  por  átomos  unidos  covalentemente.  É  como  se  o  cristal  fosse  uma  grande
molécula e a  força da  interação está  justamente no compartilha mento de elétrons. Como conseqüência da  forte
interação estes sólidos são muito duros e apresentam altíssimos pontos de fusão, a exemplo de diamante, sílica e
grafite. Já os sólidos moleculares são formados por moléculas unidas pro forças intermoleculares (Van der Waals,
dispersão de London). A força da interação é de natureza eletrostática (dipolo­dipolo), mas bem menos intensa que
as interações dos cristais iônicos. Como conseqüência estes sólidos são moles e de baixo ponto de fusão, alguns
inclusive sublimam com facilidade. Exemplo: gelo, naftalina, gelo seco, etc. Os sólidos metálicos têm as interações
mais peculiares dentre os sólidos cristalinos. A rigor suas unidades reticulares são íons positivos mergulhados em
um “mar” de elétrons.
Isto se deve principalmente à fraca interação que os átomos metálicos exercem sobre os seus elétrons de valência.
Quando confinados num cristal formado exclusivamente por átomos  metálicos estes elétrons são liberados e não
têm para onde ir, formando uma nuvem de elétrons deslocalizados ou simplesmente um “mar” de elétrons livres. A
interação se deve à atração eletrostática entre os cátions deixados pelos elétrons e a nuvem eletrônica, de modo
que estes sólidos apresentam maleabilidade, ductibilidade e excelente capacidade de condução elétrica e térmica.
Estruturas e propriedades de vários tipos de substâncias sólidas
Diagramas de Fase
Qualquer substância pode ser observada como gás,  líquido ou sólido. Depende das condições de  temperatura e
pressão a que estão submetidas. A água, por exemplo, quando está sobre pressão atmosférica  (760  torr ou 1,0
atm) é  líquida entre 0 e 100º C, acima desta temperatura e sob esta pressão só é possível observá­la no estado
gasoso.  Exatamente  a  0º  e  100ºC  duas  fases  estão  em  equilíbrio  (existem  simultaneamente).  No  primeiro  caso
pode­se observar gelo e água líquida, no segundo água líquida e vapor d’água. Para simplificar a visualização de
todas estas possíveis situações as informações referentes às fases observadas em dada condição de temperatura e
pressão podem ser organizadas na forma de um gráfico chamado diagrama de fases.
A figura a seguir mostra um exemplo.
26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
https://www.primecursos.com.br/openlesson/10077/102349/ 10/10
Diagrama de fases
A Dilatação Anômala da Água
Os sólidos e líquidos, em geral, têm seu volume diminuído conforme abaixamos a temperatura. Entretanto existem
algumas substâncias que em determinados intervalos de temperatura, apresentam um comportamento inverso, ou
seja,  aumentam  de  volume  quando  sua  temperatura  diminui.  Assim  essas  substâncias  têm  o  coeficiente  de
dilatação negativo nesses intervalos.
Um exemplo destas substâncias é a água, que apresenta essa anomalia em temperaturas abaixo de 4ºC,  isto é,
abaixo desta  temperatura o  volume da água aumenta  com a diminuição da  temperatura ao  contrário dos outros
líquidos. A isso chamamos de dilatação anômala da água.
Fluídos Supercríticos
Os fluídos supercríticos são produzidos pelo aquecimento de um gás, acima da sua temperatura e pressão críticas.
A  temperatura  crítica  de  uma  substância  é  a  temperatura  acima  da  qual  a  fase  líquida  não  pode  existir
independentemente  da  pressão.  Acima  desta  temperatura  e  sob  pressão  elevada  (acima  do  ponto  crítico,  ver
diagrama de fases) o gás adquire a densidade próxima de um líquido, embora conserve a fluidez do estado gasoso.
Sob  estas  condições  o  volume  molar  é  o  mesmo,  quer  a  forma  original  tenha  sido  líquido  ou  gás.  Os  fluídos
supercríticos  têm  densidades,  viscosidades  e  outras  propriedades  que  são  intermediárias  entre  aquelas  da
substância no seu estado gasoso e no seu estado líquido. O dióxido de carbono é o fluído supercrítico mais usado
devido ás suas baixas temperaturas críticas (31ºC).
Diagrama de fase da água