fases condensadas [Modo de Compatibilidade]

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5.1. Sólidos 
Quatro tipos de sólidos:
• iônicos
• metálicos
• covalentes ou reticulares
• moleculares
Fases 
condensadas
sólidos
líquidos
Um sólido é definido como uma substância que 
mantém volume e forma fixos
5. Fases condensadas • Sólidos cristalinos: átomos, íons ou moléculas 
encontram-se em um arranjo ordenado, 
denominado retículo. Ex. quartzo
• Sólido amorfo: átomos, íons ou moléculas 
encontram-se em um arranjo desordenado, como a 
estrutura de um instante congelado de um líquido. 
Ex. vidro 
Sólidos cristalinos têm superfícies planas bem 
definidas (faces do cristal), que fazem ângulos 
definidos umas com as outras. Estas faces são 
formadas por camadas ordenadas de átomos.
Sólidos amorfos não têm faces bem definidas, a 
menos que tenham sido moldados ou cortados. 
5.1. Sólidos metálicos
Os cátions em um metal 
adotam uma estrutura de 
empacotamento 
compacto, de maneira a 
minimizar o espaço livre 
entre eles, como frutas 
em uma feira. 
• Desta maneira, os materiais metálicos são 
bastante compactos, apresentando elevadas 
densidades
• As propriedades de um metal dependerão do 
tipo de empacotamento de sua estrutura
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5.1.1. Células unitárias
A célula unitária é a menor fração de um retículo 
que pode ser usada para construir o retículo todo.
• Comecemos com um exemplo em duas dimensões
• Agora um exemplo em três dimensões
célula unitária
cúbica
célula unitária
quadrada
• Dois exemplos de formas de empacotamento muito 
utilizadas pelos metais
(padrão ABABA...) (padrão ABCABC...)
Estrutura hexagonal 
de empacotamento 
compacto (hcp)
Estrutura cúbica 
de empacotamento 
compacto (ccp)
no de coordenação = 12 no de coordenação = 12
ex. Mg e Zn ex. Al, Cu, Ag e Au
Vamos explorar um pouco mais estes dois modos de 
empacotamento e as propriedades que os mesmas 
conferem ao metal
• Estrutura hexagonal de empacotamento 
compacto
• Estrutura cúbica de empacotamento compacto
Também chamada estrutura cúbica de face centrada
• As faces dos cubos que se formam em uma estrutura 
cúbica de face centrada estendem-se através do cristal 
formando planos lisos. Estes planos, sob pressão, deslizam 
uns sobre os outros, de forma que metais que adotam esta 
estrutura, como o cobre e o ouro, são maleáveis e podem 
ser facilmente dobrados ou moldados. Há de ressaltar, 
também, que isto é possível no metal porque as ligações não 
são localizadas, ou seja, os elétrons facilmente se adéquam 
ao novo arranjo após a deformação.
• A estrutura hexagonal de empacotamento compacto não 
possui planos lisos e, portanto, os metais que a adotam são 
quebradiços ao invés de maleáveis, como por exemplo o 
zinco e o cádmio. 
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���� Demais formas de empacotamento
Cúbico:
Tetragonal:
Ortorrômbico:
Monoclínico:
Triclínico:
Hexagonal: Romboédro:
5.1.2. As ligas metálicas
As ligas são misturas metálicas produzidas de 
maneira a obter-se materiais com novas 
propriedades. 
• As estruturas em uma liga são mais complicadas 
do que para um metal puro porque agora é preciso 
empacotar juntos elementos com diferentes raios 
atômicos. É algo semelhante a problema de um 
lojista ter de empilhar juntos melões e laranjas. 
���� Ligas substitucionais
• Átomos de um metal 
substituem átomos de um outro 
metal no material
• Este tipo de liga é formado quando os raios atômicos 
dos elementos diferem por menos de 15%.
• Como elementos de transição externa (bloco d) 
possuem raios atômicos semelhantes, estes 
freqüentemente formam ligas substitucionais. Ex. liga 
de Zn e Cu utilizada em moedas. 
• Por quê as ligas substitucionais são produzidas?
Porque as pequenas diferenças de tamanho dos 
átomos distorcem a forma do retículo e dificultam o 
deslizamento dos planos de átomos e o fluxo de 
elétrons. Assim, misturas substitucionais são mais 
fortes e duras e possuem menores condutividades 
elétrica e térmica do que o elemento puro. 
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���� Ligas intersticiais
As ligas intersticiais são 
formadas quando os 
átomos do elemento a ser 
introduzido são pequenos 
o suficiente para serem 
inseridos nos interstícios 
(buracos) de um metal. 
Para isso, o raio atômico do elemento a ser inserido 
deve ser menor do que 60% menor do raio atômico 
elemento hospedeiro.
Os átomos localizados nos interstícios do metal 
dificultam o fluxo de elétrons e o deslizamento dos 
planos dos átomos do retículo. Assim, a liga 
intersticial é mais dura e forte do que o metal puro. 
O melhor exemplo é a liga ferro-carbono (aço 
carbono).
Algumas ligas são mais macias e possuem 
menores pontos de fusão do que os metais que 
as compões. Este efeito é obtido adicionando-
se átomos muito maiores do que o elemento 
hospedeiro, como por exemplo em uma liga de 
chumbo, estanho e bismuto. O efeito se 
assemelha à ação de melões, os quais 
desestabilizariam um pilha de laranjas. Estas 
ligas são utilizadas, por exemplo, em 
dispositivos contra incêndio.
���� Quando a razão atômica entre os íons de 
cargas opostas for menor do que 0,7 (tamanhos 
bastante diferentes), a espécie menor ocupará os 
interstícios em empacotamentos semelhantes 
àqueles vistos para os metais. 
O melhor exemplo é a estrutura cúbica de 
empacotamento compacto expandido do NaCl.
5.2. Sólidos iônicos
Em um sólido iônico ocorre o empacotamento de 
espécies com tamanhos diferentes e cargas opostas. 
���� Nos casos em que cátions e ânions 
possuem tamanhos semelhantes, ambos 
ocupam posições no retículo. Um exemplo é 
o CsCl, que sofre empacotamento cúbico de 
corpo centrado.
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���� Ao contrário dos metais, sólido iônicos não 
deformam, ao invés disso, são quebradiços. Isto 
ocorre porque, ao deslocarmos os ions, estes 
ocuparão posições onde estarão próximos de 
outros ions de mesma carga. Assim, forças 
repulsivas ocasionarão a quebra do cristal. 
���� Sólidos iônicos não conduzem eletricidade 
porque os íons estão presos nos pontos do retículo
5.3. Sólidos moleculares
• As unidades que ocupam os pontos do retículo 
são moléculas. 
• O quê mantém moléculas unidas para 
formar um sólido?
Resposta: As forças que mantêm as moléculas 
ligadas são forças intermoleculares
denominadas interações de Van der Waals. 
• As interações de Van der Waals são mais 
fracas do que as ligações iônicas, e por isso os 
sólidos moleculares apresentam pontos de 
fusão relativamente baixos.
5.3.1.1. As forças dipolo-dipolo
Em uma substância polar, as interações elétricas entre os 
dipolos elétricos de cargas opostas são responsáveis por 
manter as moléculas unidas. 
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r
µ.µ
ν =
Quanto maior a polaridade, maior o abaixamento da energia 
devido às atrações e, assim, mais forte a interação e maior o 
ponto de fusão do sólido.
5.3.1. Forças intermoleculares
Caso a temperatura seja suficientemente baixa, forças 
intermoleculares juntam as moléculas de um gás para 
formar fases condensadas.
• Qual a origem destas forças?
Para pensar:
• Qual composto deve possui maior ponto de 
fusão, o cis-dicloroeteno ou o trans-dicloroeteno? 
Resposta: cis-dicloroeteno, pois este é polar, 
enquanto o isômero trans é apolar.
���� É possível que uma substância apolar 
exista como uma fase condensada nas 
condições normais de temperatura e pressão ? 
Se você acha que sim, cite alguns exemplos.
Resposta: Iodo, octano (principal componente 
da gasolina),... 
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5.3.1.2. As forças de London
Os elétrons em uma molécula encontram-se em constante 
movimento. Em determinado momento, é provável que estes 
elétrons encontrarem-se distribuídos de maneira não simétrica, 
gerando dipolos momentâneos mesmo em moléculas apolares. 
A carga parcial positiva da primeira molécula atrairá entãoos 
elétrons de uma segunda molécula, dando origem a uma carga 
parcial negativa na mesma; as cargas parciais opostas se 
atraem. Com o passar do tempo, o momento de dipolo da 
primeira molécula encontrar-se-á em outro ponto, mas 
induzirá a formação de outro dipolo na segunda molécula, e
ainda as duas moléculas irão 
se atrair. Em outras palavras, 
o momento de dipolo 
induzido da segunda 
molécula segue fielmente o 
dipolo momentâneo da 
primeira e as duas moléculas 
permanecem atraídas. Esta 
interação é chamada Força 
de London.
• A intensidade das Forças de London é proporcional 
a polarizabilidade da molécula
Quanto mais elétrons na molécula, e quanto mais 
afastados estes elétrons se encontrarem do núcleo, 
maior a polarizabilidade. Assim, a polarizabilidade 
costuma crescer com o aumento da massa molar.
• Qual substância teria o maior ponto de ebulição, o 
n-pentano ou o dimetilpropano? 
Resposta: n-pentano (36 ºC contra 10 ºC do dimetilpropano).
����As Forças de London também existem entre espécies 
atômicas como os gases nobres. Elas é que explicam a 
possibilidade de obter-se gases nobres em fases condensadas 
se a temperatura for suficientemente baixa.
���� As Forças de London fazem-se presentes em 
todas as moléculas, polares e apolares. Entretanto, 
nas moléculas polares, além das forças de London 
existem também as interações dipolo-dipolo. 
Assim, para compostos com aproximadamente a 
mesma massa molar, o polar terá sempre maiores 
pontos de fusão e ebulição. 
• Qual substância deve possuir o maior ponto de 
ebulição, a propanona ou o butano? 
Resposta: A propanona, é polar, enquanto o butano 
é apolar. Assim, o ponto de ebulição do primeiro 
pe de 56 ºC, enquanto do segundo é de –0,5 ºC.
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Ao formarmos os compostos dos elementos de um 
mesmo grupo com hidrogênio, a tendência é que os 
pontos de ebulição aumentem a medida que tomamos 
elementos cada vez mais pesados. Isto ocorre porque 
existem cada vez mais elétrons ns moléculas, tornando-as 
mais polarizáveis e aumentando a força das interações. 
Entretanto, verifica-se que o comportamento de alguns 
compostos (H2O, HF e NH3) fogem ao padrão 
estabelecido. Este comportamento pode ser explicado 
com base na existência de interações específicas 
denominadas ligações de hidrogênio. 
5.3.1.3. As ligações de hidrogênio
A ligação de hidrogênio ocorre entre um átomo de 
hidrogênio ligado a um átomo bastante eletronegativo 
(F, O e N) e um átomo com pares de elétrons não-
ligantes. Ela ocorre porque o átomo eletronegativo puxa 
parcialmente para si o par de elétrons da ligação com o 
hidrogênio. Assim, o átomo de hidrogênio, muito 
pequeno e com uma carga parcial positiva, consegue 
aproximar-se bastante do par de elétrons não-ligantes, 
sendo fortemente atraído por este. Este tipo de interação 
reforça as interações entre as moléculas, o que leva a 
aumentos dos pontos de fusão e ebulição. 
H
F
���� No gelo as moléculas de água são mantidas unidas por 
ligações de hidrogênio. Cada átomo de oxigênio encontra-se 
ligado a 4 átomos de hidrogênio (a 2 por ligações covalentes 
e a outros 2 por ligações de hidrogênio).
Quando o gelo funde, parte das 
ligações de hidrogênio são 
quebradas, o que permite um 
empacotamento mais denso na água. 
Assim, a água possui uma densidade 
maior do que o gelo (1,00 e 0,92 
g/cm3 a 0ºC, respectivamente). 
���� Sólidos moleculares podem ser bastante 
macios, como a parafina, porque as forças de 
London permitem que as moléculas deslizem 
facilmente umas sobre as outras. Outros 
sólidos moleculares, particularmente aqueles 
com ligações de hidrogênio, podem ser duros e 
quebradiços, como por exemplo a celulose (as 
ligações de hidrogênio é que permitem que 
grandes árvores permaneçam em pé). 
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5.4. Sólidos covalentes ou reticulares
Nos sólidos moleculares as posições reticulares são 
ocupadas por átomos ligados por ligações covalentes. 
Estas ligações se estendem por toda a rede. 
Sólidos reticulares são tipicamente duros e rígidos, e 
têm pontos de ebulição e fusão altíssimos.
grafite diamante
Sólidos: resumo
Iônico Molecular Covalente Metálico
unidades nos
pontos do
retículo
íons moléculas átomos cátions
forças de
ligação
ligações
iônicas
interações de
Van der
Waals
ligações
covalentes
atração entre o
gás de elétrons
e os cátions
dureza duro mole muito duro mole a duro
ponto de fusão alto baixo muito alto médio a alto
condutividade baixa baixa baixa boa a ótima
exemplos NaCl
K2CO3
(NH4)2SO4
CO2
C6H6
H2O
SiO2
diamante
Grafite
Ag
Fe
W
5.1. Líquidos 
Um líquido é definido como uma substância que 
mantém volume fixo mas que adquire a forma do 
recipiente que a contém
As moléculas da superfície de um sólido ou de 
um líquido possuem uma tendência de escape à 
fase gasosa (pressão de vapor).
A pressão de vapor 
pode ser medida 
deixando-se a 
substância entrar em 
equilíbrio, com seu 
vapor, em um 
recipiente fechado.
Geralmente, a pressão de vapor de um sólido é 
bastante baixa. Entretanto, sólidos apolares 
podem apresentar pressões de vapor mais 
elevadas e, portanto, sofrerem sublimação mais 
intensamente (ex. parafina, iodo, CO2, etc) 
A pressão de vapor (ou tendência de escape) 
faz com que espécies deixem continuamente a 
fase sólida ou líquida e passem à fase vapor. 
Em um sólido, o processo é denominado 
sublimação; em um líquido, evaporação. 
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No estado líquido, existe um equilíbrio onde as 
interações entre as espécies estão constantemente 
sendo formadas e rompidas. 
Embora a pressão de vapor de um líquido seja 
consideravelmente alta, esta ainda é menor do 
que a pressão externa, o que impede a ebulição. 
Um sólido sofre fusão quando as espécies que 
ocupam os pontos de seu retículo (moléculas, 
átomos ou íons) adquirem energia suficiente 
para romperem suas interações.
O rompimento parcial das interações em um 
líquido fazem com que o mesmo apresente 
propriedades de escoamento. 
O ordenamento de médio e longo alcance deixa de 
existir. 
A tendência de escape aumenta com o aumento da 
temperatura. 
Desta maneira, chega-se a um ponto onde a 
pressão de vapor vence a pressão externa e o 
líquido entra então em ebulição. 
ebulição
A ebulição pode ser vista como uma 
evaporação acontecendo não somente na 
superfície, mas em todo o volume do líquido.