Estados de agregação da matéria e interações intermoleculares,

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ANÁLISE FÍSICO QUÍMICA APLICADA À SAÚDE
Profa. Dra. Natália Bromberg
ESTADOS DE AGREGAÇÃO DA 
MATÉRIA
Curso: BIOMEDICINA
Estados de agregação da matéria
2. ESTADOS DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA
Sempre que se inicia o estudo da Química procura-se evocar
os velhinhos filósofos gregos. Os senhores que mais são evocados a
propósito da química são Aristóteles e a teoria dos quatro elementos
(Ar, Água, Terra, Fogo) e Demócrito e a teoria atomista. Segundo uma
linha de pensamento da Antiga Grécia, e defendida também por
Aristóteles, tudo o que existe seria constituído por 4 elementos
fundamentais, (o Ar, a Água, a Terra e o Fogo), em proporções
variáveis.
Essa concepção da matéria não é aceita hoje em dia mas, se
olharmos para a explicação de Aristóteles verificamos que ela
contém, em três dos seus quatro elementos, aquilo a que hoje
chamamos os estados de agregação da matéria; o estado sólido
(Terra), o estado líquido (Água) e o estado gasoso (Ar). O outro
elemento de Aristóteles, o Fogo, explicamos hoje como uma
manifestação de energia, sob a forma de calor e luz, libertada de uma
reação química.
Atualmente a Física estabeleceu já outros estados da matéria,
como o de plasma que é o mais referido. Outros, encontrados noutras
zonas do Universo, estão longe (literalmente) da nossa experiência do
dia-a-dia.
• Os constituintes dos gases, líquidos e sólidos são essencialmente do
mesmo tipo: são átomos. Então, o que é que faz com que se
manifestem de forma tão diversa à nossa experiência sensorial?
Essencialmente três fatores:
1) A velocidade com que se agitam;
2) A distância média entre eles;
3) A intensidade das forças com que se atraem.
Do balanço entre estes três fatores, resulta o estado de
agregação da matéria.
Estados de agregação da matéria
Estados de agregação da matéria
2.1 Estados sólido, líquido e gasoso
Assim, há três estados de agregação da matéria, classicamente
considerados: sólido, líquido e gasoso (gás ou vapor).
• Estado sólido: a distância entre os átomos é a menor possível,
havendo assim muitos átomos para um dado volume e pouco espaço
livre entre eles. Os átomos agitam-se pouco porque têm pouco
espaço para o fazer. Estão muito próximos e exercem entre si forças
de atração muito fortes que os mantêm juntos. O estado sólido é
caracterizado por uma elevada força de coesão entre as moléculas,
garantindo forma e volume bem definidos.
• Estado líquido: ocorre uma situação intermédia; a distância entre os
átomos é intermédia entre gases e sólidos, embora mais semelhante
à dos sólidos; a mobilidade e velocidade dos átomos também são
intermediárias; maior mobilidade que nos sólidos e menor
mobilidade e velocidade do que nos gases. A intensidade das forças
que os unem é também intermediária.
Logo, a substância líquida apresenta volume definido, mas forma
variável (do recipiente), em virtude das forças de coesão entre as
moléculas serem menos intensas.
• Estado gasoso: há uma pequena quantidade de átomos para um
dado volume e muito espaço livre entre eles. Os átomos agitam-se a
velocidades relativamente elevadas e a grandes distâncias e, como
estão distantes, as forças de atração entre eles são fracas. Assim, no
estado gasoso, as forças de coesão são praticamente inexistentes,
fazendo com que nem volume nem forma sejam definidos. Nesse
estado, a substância se distribui por todo o espaço disponível.
Estados de agregação da matéria.
Estados de agregação da matéria
• O estado de agregação em que uma substância pura se apresenta
depende das condições de pressão e de temperatura a que está
submetida. Por exemplo, sob pressão normal (1 atm), a água está no
estado sólido (gelo) em temperaturas inferiores a 0°C, no estado
líquido entre 0°C e 100°C e no estado gasoso em temperaturas
superiores a 100°C.
• Cada estado físico possui suas características que, dependendo da
quantidade de energia recebida (ou cedida) pelo sistema, podem ser
alteradas provocando uma mudança no estado de agregação das
moléculas e levando, então, este sistema a evoluir para um outro
estado físico.
Estados de agregação da matéria
2.2 Mudanças de estado
• Da mesma forma que a pressão influencia na temperatura de
ebulição (ou condensação), também influencia na temperatura de
fusão (ou solidificação) e, também, na temperatura de sublimação.
Podemos reunir as curvas representativas nestes três casos em um
único gráfico e construir um diagrama de estado para cada
substância.
Diagrama de (mudança) de estado (fase).
Estados de agregação da matéria
• Considere, na figura ao lado, a
situação da substância
caracterizada pela pressão p e
pela temperatura t. O estado de
agregação é sólido.
• Se alterarmos a temperatura e a pressão isolada ou
simultaneamente, será possível cruzar uma das curvas limítrofes
antes referidas, como inçam as setas. Dizemos então que, em cada
uma das passagens, a substância sofreu uma mudança de estado.
Estados de agregação da matéria
Diagrama de (mudança) de estado (fase).
• Vemos que as três curvas
dividem o diagrama em três
regiões. Para qualquer par de
valores de pressão e
temperatura dentro de uma
destas regiões a substância pode
se encontrar em um estado
físico apenas: sólido, líquido ou
vapor (regiões monofásicas).
Sublimação
Estados de agregação da matéria
• Assim neste tipo de diagrama é importante a identificação:
� Das regiões monofásicas (onde uma fase é estável) correspondentes
ao sólido, ao líquido e ao gás;
� Curvas bifásicas (onde duas fases são igualmente estáveis) de
equilíbrio de fases;
� O ponto triplo (A), onde três fases (sólido, líquido e gás) coexistem e
� O ponto crítico (B), o extremo da curva de equilíbrio líquido-vapor,
ou seja, a temperatura máxima na qual um líquido pode existir.
Estados de agregação da matéria
Diagrama de fases da água
Estados de agregação da matéria
Diagrama de fases do CO2
• A alteração do estado de agregação da matéria (sólido, líquido e
gasoso) tem o nome de mudança de estado físico. Relembrem da
aula anterior os nomes de cada processo. As mudanças de estados
físicos são sempre transformações físicas, obtidas normalmente
através do aquecimento ou resfriamento do material em questão.
Estados de agregação da matéria
Mudanças de fase de uma substância pura e cristalina.
• A conversão de um gás em um líquido ou sólido requer que as
moléculas se aproximem: resfriamento ou compressão.
• A conversão de um sólido em um líquido ou gás requer que as
moléculas se distanciem: aquecimento ou redução da pressão.
• As forças que mantêm os sólidos e os líquidos unidos são
denominadas forças intermoleculares.
Estados de agregação da matéria
2.3 Relação entre o estado de agregação da matéria e o
estabelecimento de forças interpartículas (intermoleculares):
pontes de hidrogênio, interações de van der Waals
• Consideremos uma dada porção de gelo (água no estado sólido)
que é aquecido. À temperatura de 0 °C o gelo vai fundir, a
temperatura constante (P.F.= Ponto de Fusão), até toda a água passar
ao estado líquido. Se continuarmos a aquecer a água, a temperatura
vai subir gradualmente, até atingir 100 °C, temperatura à qual a água
entra em ebulição. Toda a água passa então ao estado gasoso, e,
portanto, as moléculas encontram-se mais afastadas umas das outras.
• Em todo este processo apenas ocorreram transformações físicas,
pois a identidade das moléculas não foi alterada, isto é, não foram
quebradas ligações químicas intramoleculares.
• O tipo de ligações quebradas foram ligações intermoleculares,
existentes entre as moléculas.
Interações intermoleculares
Forças intermoleculares
• São as forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos.
• A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força
intramolecular.
• A atração entre moléculas é umaatração intermolecular.
• Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças
intramoleculares .
Interações intermoleculares
Conceitos importantes a serem relembrados
Polaridade, molécula
• A polaridade de uma molécula refere-se às concentrações de cargas
da nuvem eletrônica em volta dessa molécula. É possível uma divisão
em duas classes distintas: moléculas polares e moléculas apolares.
• Molécula é um conjunto eletricamente neutro de dois ou mais
átomos unidos por pares de elétrons que se comportam como uma
única partícula.
Interações intermoleculares
Eletronegatividade (�)
É definida como uma medida da habilidade de um átomo, em
uma molécula, em atrair elétrons para si.
Lembrem-se que não se
define eletronegatividade
para gases nobres.
Flúor apresenta a maior eletronegatividade, x = 4,0
Césio apresenta a menor eletronegativiade, x = 0,7
A eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita ao 
longo de um período e diminui grupo abaixo. 
Interações intermoleculares
Polaridade 
Molécula polar
- A soma vetorial, dos vetores
de polarização é diferente de
zero.
- Moléculas polares possuem
maior concentração de carga
negativa numa parte da
nuvem e maior concentração
positiva noutro extremo.
Molécula apolar
- A soma vetorial, dos vetores
de polarização é nula.
- Nas moléculas apolares, a
carga eletrônica está
uniformemente distribuída, ou
seja, não há concentração.
Interações intermoleculares
Forças intermoleculares
• Propriedades dos líquidos: ponto de ebulição
• Propriedades dos sólidos: ponto de fusão
Refletem a intensidade das forças intermoleculares.
Quanto mais forte as forças de atração, maior é a
temperatura na qual o líquido entra em ebulição.
O ponto de fusão aumenta à medida que as forças
intermoleculares ficam mais fortes.
Interações intermoleculares
Forças intermoleculares (Forças de Van der Waals)
• Forças íon – dipolo
• Forças dipolo - dipolo
• Forças dipolo – dipolo induzido
• Forças dipolo induzido – dipolo induzido
(Forças de dispersão de London)
• Ligações de hidrogênio (Pontes de hidrogênio)
Interações intermoleculares
1) Forças Íon-dipolo
• Acontece entre um íon e moléculas polares. São forças
eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações entre espécies
positivas e negativas (15% menos fortes que as ligações covalentes
e iônicas).
- Um íon em água tem um certo número de moléculas de água a ele
ligadas. A ligação de moléculas de água a partículas solúveis,
especialmente íons, é chamada hidratação. A hidratação é devida
ao caráter polar da molécula de água. A carga parcial negativa do
átomo O é atraída pelo cátion e as cargas parciais positivas dos
átomos de H são repelidas.
Interações intermoleculares
- Espera-se, por isso, que moléculas de água se aglomerem ao redor
do cátion, com os átomos de O apontando para o interior e os
átomos de H apontando para o exterior.
- Espera-se o arranjo inverso no caso de um ânion: os átomos H têm
cargas parciais positivas, logo, eles são atraídos pela carga negativa
do ânion.
Ânion (íon)Cátion (íon)
Interações intermoleculares
2) Forças Dipolo-dipolo
• Ocorre entre moléculas polares neutras.
• As moléculas polares necessitam ficar muito próximas.
• São forças mais fracas do que as forças íon-dipolo.
• Não pode haver forças dipolo-dipolo entre átomos e moléculas
apolares.
• Há uma mistura de forças dipolo-dipolo atrativas e repulsivas
quando as moléculas se viram.
Interações intermoleculares
• Tomemos como exemplo a molécula polar de cloro metano
(CH3Cl).
- O CH3Cl possui carga parcial
negativa no átomo Cl e carga
parcial positiva espalhada pelos
átomos H.
- A carga parcial negativa de um átomo de Cl de uma molécula é
atraída pela carga parcial positiva dos átomos H de uma molécula
vizinha e repelida pela carga parcial negativa.
Interações intermoleculares
• Se duas moléculas têm aproximadamente a mesma massa e o
mesmo tamanho, as forças dipolo-dipolo aumentam com o
aumento da polaridade.
Interações intermoleculares
3) Forças Dipolo-dipolo induzido
• Ocorre entre uma molécula polar e outra apolar. Moléculas muito
polares podem induzir dipolos em moléculas apolares formando
ligações muito fracas.
• Quando uma molécula apolar se aproxima a outra polar, ocorre
uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrico.
Entre este dipolo formado, conhecido como dipolo induzido, e o
indutor, ocorre então o surgimento de forças de atração
semelhantes às verificadas entre moléculas polares. Na figura
abaixo, este processo de indução aparece esquematizado.
Interações intermoleculares
• O momento de dipolo de um átomo ou molécula apolar num
campo elétrico externo é chamado de Dipolo Induzido.
• Se o campo elétrico for não uniforme, haverá uma força elétrica
resultante não nula atuando sobre o dipolo: esta é a força
responsável pela conhecida atração de pequeninos pedaços de
papel por um pente carregado.
Interações intermoleculares
4) Forças Dipolo induzido-dipolo induzido ou Forças de Dispersão
de London
• Ocorre entre todas as moléculas, polares e apolares.
• Formação do dipolo induzido (ou flutuante, instantâneo):
• Ligação de dipolos flutuantes:
Interações intermoleculares
• Representação da formação de
um dipolo temporário pela
aproximação de duas moléculas
apolares.
• A mais fraca de todas as forças intermoleculares. 
• O núcleo de uma molécula (ou átomo) atrai os elétrons da
molécula adjacente (ou átomo) - O movimento de elétrons em um
átomo ou molécula pode criar um momento de dipolo instantâneo.
• Por um instante, as nuvens eletrônicas ficam distorcidas.
• Nesse instante, forma-se um dipolo (denominado dipolo
instantâneo).
• Um dipolo instantâneo pode induzir outro dipolo instantâneo em
uma molécula (ou átomo) adjacente.
• As forças entre dipolos instantâneos são chamadas forças de
dispersão de London.
Interações intermoleculares
• Polarizabilidade é a facilidade com que a distribuição de cargas
em uma molécula pode ser distorcida por um campo elétrico
externo.
- É alta quando o átomo possui pouco controle sobre os
elétrons que o cercam. (altos raios iônicos ou altos pesos
moleculares)
- Quanto maior a polarizabilidade de uma molécula, mais
facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo
momentâneo, e, portanto, a molécula terá forças de dispersão de
London mais fortes.
- Quanto maior é a molécula (quanto maior o número de
elétrons) mais polarizável será.
• Existem forças de dispersão de London entre todas as moléculas.
• Quanto maior for a área de superfície disponível para contato,
maiores são as forças de dispersão.
Interações intermoleculares
• As forças de dispersão de London aumentam à medida que a
massa molecular aumenta.
• A força de dispersão de London:
é significativa somente quando as
moléculas estão próximas.
• Moléculas maiores tendem a ter
maiores polarizabilidades porque
elas têm maior número de
elétrons, que estão mais afastados
do núcleo.
Interações intermoleculares
5) Ligações de hidrogênio (ou pontes de hidrogênio) 
• É um tipo de força de Van der Waals;
• Caso especial de forças dipolo - dipolo. 
• Tipo de ligação química em que o hidrogênio é atraído
simultaneamente por dois átomos muito eletronegativos, atuando
como uma ponte entre ambos. Ex.: (HO)n
• Ocorrência: átomos fortemente eletronegativos (F, O, N). 
Interações intermoleculares
Ligação Hidrogênio: ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a
elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio, com átomos de O, N
ou F de outras moléculas. Esta interação é a mais intensade todas as
forças intermoleculares.
As linhas sólidas representam ligações covalentes, as
linhas vermelhas pontilhadas representam ligações
de hidrogênio.
Exemplo: Água H2O
Oxigênio: fortemente eletronegativo
carga parcial negativa ( )
Hidrogênio: carga parcial positiva ( )
átomo muito pequeno, pode ficar
bem próximo do par isolado do oxigênio
forte interação que leva ao estabelecimento
de uma ligação.
Interações intermoleculares
�+
�-
Exercício:
Verifique se as moléculas abaixo podem interagir através de
ligações de hidrogênio. 
1) CH3NH2 com CH3NH2
2) CH3OCH3 com CH3OCH3 
3) HBr com HBr
1) Sim
2) Não
3) Não
Interações intermoleculares
Energias das ligações de hidrogênio:
• 4 kJ/mol a 25 kJ/mol ou mais.
• São muito mais fracas que as ligações químicas ordinárias.
• No entanto, as ligações de hidrogênio são geralmente mais fortes
que as forças dipolo-dipolo e de dispersão de London.
Em virtude de as ligações de hidrogênio serem geralmente
mais fortes que as forças dipolo–dipolo e de dispersão, elas têm
papel importante em muitos sistemas químicos, incluindo
os de significância biológica. 
As ligações de hidrogênio ajudam a
estabilizar as estruturas das proteínas,
que são partes principais da pele,
músculos e outros componentes
estruturais dos tecidos animais.
Interações intermoleculares
As ligações de hidrogênio são
também responsáveis pela
maneira como o DNA é capaz de
transportar a informação genética.
Ligações de hidrogênio na celulose
Interação entre os pares
de bases nitrogenadas.
Interações intermoleculares
Interações intermoleculares
• Este tipo de interação é mais forte que as interações dipolo-dipolo.
Observando as moléculas de água. Além da interação dipolo-dipolo,
o fato do hidrogênio da molécula ser fortemente atraído pela
molécula vizinha traz para a força de interação entre as moléculas
um componente a mais.
• Uma das mais notáveis conseqüências da ligação de hidrogênio é
encontrada quando as densidades do gelo e da água são
comparadas.
Uma das mais notáveis conseqüências da ligação de hidrogênio é
encontrada quando as densidades do gelo e da água são
comparadas.
Como ocorre na maioria das
substâncias, a fase sólida da
parafina é mais densa que a
líquida e, por isso, o sólido
afunda sob a superfície do
líquido.
Em contraste, a parte sólida da
água, o gelo, é menos densa que
a sua parte líquida, fazendo com
que o gelo flutue na água.
Interações intermoleculares
• Em muitas substâncias as moléculas no sólido são mais
densamente empacotadas do que no líquido. Assim, a fase sólida
é mais densa que a fase líquida (caso da parafina).
• Contrariamente, a densidade do gelo a 0°C (0,917 g/mL) é menor
que a da água líquida (1,00 g/mL), de forma que o gelo flutua na
água líquida.
A densidade mais baixa do gelo comparada com a da água
pode ser entendida em termos das interações de ligação de
hidrogênio entre as moléculas de água.
PORQUE ???
Interações intermoleculares
No estado líquido, cada molécula de água sofre variações
contínuas de interações com seus vizinhos. A ligação de hidrogênio é
uma componente principal dessas interações. As moléculas estão tão
próximas quanto possível, mesmo que seus movimentos térmicos
mantenham-nas em constante movimento. Entretanto, quando a
água congela, as moléculas assumem o arranjo aberto e ordenado.
Interações intermoleculares
Esse arranjo otimiza as interações de ligação de hidrogênio entre as
moléculas, mas ele cria uma estrutura menos densa para o gelo, se
comparada com a da água. Uma determinada massa de gelo ocupa
maior volume que a mesma massa de água líquida.
Ligação de hidrogênio entre 2 moléculas
de água (gelo).
Arranjo das moléculas de água
no gelo.
Forma hexagonal característica do floco de neve.
Interações intermoleculares
• Em geral, o ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa
molecular, devido ao aumento das forças de dispersão. A notável
exceção a essa tendência é a H2O, cujo ponto de ebulição é muito mais
alto do que esperaríamos com base em sua massa molecular.
• Os compostos NH3 e HF também têm pontos de ebulição anormalmente
altos.
• A água tem alto ponto de fusão, alto calor específico e alto calor de
vaporização. Cada uma dessas propriedades indica que as forças
intermoleculares em H2O são fortes de maneira incomum. Essas
atrações intermoleculares na água resultam da ligação de hidrogênio.
Interações intermoleculares
Interações intermoleculares
• A ligação de hidrogénio é a mais forte de todas as interações
intermoleculares. Os compostos que apresentam ligações deste tipo
têm pontos de fusão e ebulição mais elevados do que seria de
esperar, com base no tamanho das moléculas.
Período
Ponto de Ebulição / °C
Hierarquia das Forças Intermoleculares:
Ponte de Hidrogênio é uma força > força íon-dipolo
> força dipolo-dipolo > força dipolo-dipolo induzido > força de 
dispersão de London
Interações intermoleculares
Substâncias puras e misturasEstados de agregação da matéria
Comparando as forças intermoleculares:
Identificar as forças intermoleculares que atuam em certa 
substância
Considerar as respectivas composição e estrutura
1) Forças de dispersão de London
• São encontradas em todas as substâncias.
• A intensidade dessas forças aumenta com o aumento da massa
molecular e dependem das formas moleculares.
2) Forças dipolo-dipolo
• Adicionam-se ao efeito das forças de dispersão e são
encontradas em moléculas polares.
3) Ligações de hidrogênio
• Necessitam de átomos de H ligados a F, O ou N.
• Também adicionam-se aos efeitos das forças de dispersão.
Comparando as forças intermoleculares:
Interações intermoleculares