N300-UnidadeIV-EstadosdaMateria

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UNIDADE IV
ESTADOS DA MATÉRIA
4.1 Características dos Gases 
	Um gás é uma substância que normalmente se encontra no estado gasoso na temperatura e pressão ambiente. Um vapor é a forma gasosa de uma substância que normalmente é um líquido ou um sólido na temperatura e pressão ambiente. Assim, nos referimos ao gás hélio e ao vapor de água.
Os gases diferem significativamente dos sólidos e líquidos em vários aspectos. Por exemplo, um gás expande-se espontaneamente para encher um recipiente.Dessa forma, o volume de um gás se iguala ao volume do recipiente que o contém. Os gases são também altamente compressíveis: quando se aplica pressão a um gás, seu volume diminui rapidamente. Os gases formam misturas homogêneas entre si independentemente das identidades ou proporções relativas dos gases componentes. 
	Existem pelo menos três razões para investigar os gases e vapores:
Primeira, alguns elementos e compostos existem no estado gasoso,nas condições normais de temperatura e pressão. Além disso, líquidos comuns podem ser vaporizados e as propriedades destes vapores são importantes. 
Segundo, nossa atmosfera gasosa proporciona meios de movimentar energia e materiais sobre toda a superfície terrestre e é a fonte de muitos produtos químicos vitais 
A terceira razão é mais prática: dos três estados da matéria, os gases são sem dúvida os mais simples quando a investigação é feita a nível molecular. Como conseqüência, o comportamento dos gases é bem compreendido. 
	Para descrever o estado gasoso, os químicos aprenderam que apenas quatro grandezas são necessárias: pressão, volume, temperatura e a quantidade de gás. 
4.2 Teoria cinética molecular
Para entender as propriedades físicas dos gases, precisamos de um modelo que nos ajude a imaginar o que acontece às partículas de gás à proporção que condições como pressão ou temperatura variem. Tal modelo, conhecido como teoria cinética molecular , foi desenvolvido durante um período de aproximadamente 100 anos, culminando em 1857 quando Rudolf Clausius(1822-1888) publicou uma forma completa e satisfatória da teoria: 
A teoria cinética molecular ( a teoria das moléculas em movimento) é resumida nas seguintes afirmações: 
Os gases consistem em grande número de moléculas que estão em movimento continuo e aleatório. 
O volume de todas as moléculas do gás é desprezível comparado ao volume total no qual o gás está contido.
As forças atrativas e repulsivas entre as moléculas de gás são desprezíveis.
A energia pode ser transferida entre as moléculas durante as colisões, mas a energia cinética média das moléculas não varia com o tempo, desde que a temperatura do gás permaneça constante. Em outras palavras, as colisões são perfeitamente elásticas (o momento é conservado em cada colisão).
A energia cinética média das moléculas é proporcional à temperatura absoluta. Para certa temperatura, as moléculas de todos os gases tem a mesma energia cinética media. 
A pressão de um gás é provocada pelas colisões das moléculas com as paredes do recipiente. A magnitude da pressão é determinada tanto pela freqüência como pela força com que as moléculas colidem com as paredes. 
A temperatura absoluta de um gás é uma medida da energia cinética média de suas moléculas. Assim, o movimento molecular aumenta com o aumento da temperatura. 
4.3 A pressão de um gás e sua medida
	As moléculas de um gás estão em constante movimento, viajando a altas velocidades e colidindo entre si e com as paredes do recipiente. A força destas numerosas e incessantes colisões com as paredes do recipiente é responsável pela pressão exercida por um gás.
	Evangelista Torricelli ( 1609-1647), um cientista italiano que havia sido um assistente de Galileo demonstrou que o ar ao redor de nós exerce uma pressão sobre nós e sobre qualquer coisa na superfície terrestre. 
	Torricelli selou um longo tubo de vidro em uma das extremidades, encheu-o com mercúrio, cobriu a extremidade aberta com seu polegar, inverteu-o e imergiu-o em uma cuba com mercúrio, tendo cuidado para não deixar entrar ar no tubo. O nível do mercúrio no tubo caiu, deixando um vácuo quase perfeito na extremidade fechada, mas não escorreu do tubo. O nível do mercúrio parou de cair quando seu topo estava a um nível 76 cm acima do nível do mercúrio na cuba. Torricelli mostrou que a altura exata da coluna de mercúrio variava um pouco de um dia para outro e de um lugar para outro . 
Figura 4.1 Barômetro de Torricelli
	Este dispositivo simples, chamado barômetro, funciona como uma balança, um braço é carregado com a massa do mercúrio no tubo, o outro com uma coluna de ar da mesma seção reta A que se estende até o topo da atmosfera terrestre, aproximadamente 150 km. A altura da coluna de mercúrio se ajusta de modo que sua massa e a da coluna de ar se igualam. As mudanças de um dia para outro na altura da coluna ocorrem quando a força exercida pela atmosfera muda com o tempo . Os barômetros em lugares elevados tem uma parte da atmosfera abaixo deles e dão leituras menores que ao nível do mar, se o efeito do tempo for excluído. 
	A relação entre a invenção de Torricelli e a pressão da atmosfera pode ser compreendida a partir da segunda lei de Newton 
	força = massa x aceleração 
	 F = m. a 
	A pressão é força por unidade de área , ou a força total F dividida pela área A: 
		P = F / A = m.g / A 
onde g = 9,80665 m.s-2 é a aceleração devida ao campo gravitacional da terra na superfície da terra .
	Porque o volume de mercúrio no barômetro é V = A.h ou A = V/h 
	P = m.g = mg.h = m x g.h = .g.h
	 A V V
Esta equação pode ser reescrita como 
		P = .g.h 
Com esta equação podemos calcular a pressão exercida pela atmosfera. A densidade do mercúrio a 0°C é 
	= 13,5951 g.cm-3 =1,35951 x 104 kg.m-3 
e a altura da coluna de mercúrio sob as condições atmosféricas normais próximo ao nível do mar é cerca de 0,76 m (760 mm). Vamos usar exatamente este valor para a altura em nosso cálculo:
P = .g.h = ( 1,35951 x 104 kg.m-3 ) ( 9,80665 m.s-2 ) ( 0,760000 m ) 
P = 1,01325 x 105 kg.m-1.s-2 
	A unidade SI de pressão é o pascal (Pa), assim denominada em homenagem ao matemático e filósofo francês Blaise Pascal(1623-1662). 
		1 pascal ( Pa ) = 1 newton/metro2 = 1 kg.m.s-2 = 1 kg.m-1.s-2
								m2
	A pressão pode ser expressa em várias unidades. A unidade do sistema internacional (S I ) é o kg.m-1.s-2 , e é chamada Pascal ( Pa ). 
Uma atmosfera padrão (1 atm) é definida como exatos 1,01325x105 Pa.
	Uma pressão de 1 atm suporta uma coluna de 760 mm de Hg a 0°C, de modo que freqüentemente falamos de 1 atm de pressão como 760 mm de Hg. Porque a densidade do mercúrio depende ligeiramente da temperatura, é necessário especificar a temperatura e fazer as correções apropriadas para a densidade num trabalho de precisão. Um termo mais preciso é o torr, que é definido como 
1 torr = 1/760 atm (ou 760 torr = 1 atm) em qualquer temperatura. Somente a 0°C o torr e o mm de Hg coincidem. 
 Tabela 4.1 Algumas Unidades de Pressão 
	Unidade 
	Definição ou relação
	pascal ( Pa ) 
	1 kg.m-1.s-2 ( 1 N.m-2 ) 
	Bar
	1 x 105 Pa
	Atmosfera ( atm ) 
	101,325 Pa
	Torr
	1/760 atm
	760 mm Hg ( a 0°C ) 
	1 atm 
	14,6960 libras por polegada quadrada
( psi , lb.in-2 ) 
	1 atm 
Manômetros
Em um manômetro de tubo aberto, usado para medir a pressão em um recipiente, o topo do tubo está aberto para a atmosfera, na pressão Pº. A outra extremidade do tubo está na pressão P a ser medida. A diferença P – Po é igual a gh, onde  é a densidade do líquido no tubo. 
A diferença entre a pressão absoluta do líquido e a pressão atmosférica é chamada pressão manométrica. 
			Pman = P – Po = gh
Figura 4.2. Manômetro de tubo aberto para medir a pressão desconhecida P. A diferença P– Po é gh
	Quando você mede a pressão do ar em um pneu usando um medidor de pressão (manômetro), você está realmentemedindo a diferença de pressão entre a pressão dentro do pneu e a pressão atmosférica. Um pneu vazio registra uma pressão igual a zero, porque a pressão dentro do pneu é a mesma que a pressão atmosférica. 
	Em um manômetro de tubo fechado (barômetro) o topo do tubo foi fechado e evacuado, de modo que a pressão ali reinante é nula. A outra extremidade está aberta para a atmosfera, na pressão Po. 
A pressão Po é dada por 
			Po = gh
onde  é a densidade do líquido e h é a altura da coluna de liquido.
Figura 4.3 . Manômetro de tubo fechado
4.3 A Equação do Gas Ideal 
	Para descrever o estado de um gás temos quatro grandezas inter-relacionadas: pressão, volume, temperatura e quantidade (expressa em moles). A partir das experiências de Robert Boyle (1627-1691), de Jacques Alexandre César Charles (1746-1823) e de Amedeo Avogadro (1776-1856),as três leis podem ser usadas para estudar a relação entre estas grandezas . 
Se todas as três leis forem combinadas , o resultado é 
			V  n.T .
			 P
Esta proporcionalidade pode ser transformada em igualdade através da introdução de uma constante de proporcionalidade, neste caso, simbolizada por R, chamada de constante universal dos gases ideais. 
			V = R.n.T . ou 
				P
			P.V = n.R.T ( Lei dos Gases Ideais )
	Para usar a equação da Lei dos Gases Ideais, precisamos ter o valor de R. Medindo-se experimentalmente, de forma cuidadosa, os valores de P, V, T e n, para uma certa amostra de gás, calcula-se o valor de R.
Por exemplo, nas condições normais de temperatura e pressão (273,15 K e 1 atm), um mol de gás ideal ocupa um volume de 22,414 L (Lei de Avogadro). Levando estes valores numéricos para a equação dos gases ideais, temos 
		R = P.V = (1,000 atm) x (22,414 L) = 0,082057 L. atm. mol-1.K-1
		 n.T (1,000 mol ) x (273,15 K)
4.4 Densidades de gases e massa molar 
	Podemos também usar a equação dos gases ideais para calcular as densidades dos gases : 
	n = P 
	V R.T
A razão n/V é igual à densidade do gás em mol por litro. 
	Se multiplicarmos ambos os lados da equação pela massa molar do gás, obtemos uma expressão que nos permite determinar a densidade em g por litro: 
	 = M.n = M.P 
	 V R.T 
onde  (a letra grega rô ) denota a densidade em g.L-1. Pela equação acima vemos que a densidade de um gás é diretamente proporcional a sua massa molar . A massa molar média do ar é da ordem de 29,0 g.mol-1. Gases como o CO2 (MM = 44) e SO2(MM=64) têm densidade maior que o ar, daí acumulam-se junto ao solo quando liberados no ar.
Exemplo : 
	Calcular a densidade do dióxido de nitrogênio gasoso a 0°C e 1,00 atm
Solução : 
	A massa molar do NO2 é 46,01 g.mol-1 e, 
	 = M.P = (46,01 g.mol-1) (1,00 atm) = 2,05 g.L-1
	 R.T (0,0821 .atm.mol-1.K-1 ) ( 273 K) 
4.5 Mistura de gases e pressões parciais
	Misturas de gases são muito importantes. Por exemplo , o ar é uma mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio e 1% de argônio por volume, com quantidades menores de outros gases tais como dióxido de carbono. 
Tabela 4.2 Composição do ar seco próximo ao nível do mar 
	Componente
	Fração Molar
	Massa Molar
	Nitrogênio
	0,78084
	28,013
	Oxigênio
	0,20948
	31,998
	Argônio
	0,00934
	39,948
	Dióxido de carbono
	0,000375
	44,0099
	Neônio
	0,00001818
	20,183
	Hleio
	0,00000524
	4,003
	Metano
	0,000002
	16,043
	Criptônio
	0,00000114
	83,80
	Hidrogênio
	0,0000005
	2,0159
	Oxido nitroso
	0,0000005
	44,0128
	Xenonio
	0,000000087
	131,30
	Em uma mistura de gases ideais , cada gás exerce uma pressão como se ele estivesse presente sozinho no recipiente. Para uma mistura de dois gases ideais: 
	Ptotal = P1 + P2 (Lei de Dalton das Pressões Parciais) 
A pressão exercida por cada gás é chamada a sua Pressão Parcial . 
	Como cada gás obedece à Lei dos Gases Ideais e o volume ocupado por cada gás é V , o volume do recipiente, 
	P1 = n1.R.T e P2 = n2.R.T 
	 V V 
ou , Ptotal = ( n1 + n2 ) R.T , ou seja, 
 V 
	A pressão total exercida por uma mistura de gases é determinada pelo número total de moles de gás na mistura 
4.6 A equação de van der Waals 
A lei do gás ideal 
			PV = nRT
é um exemplo particularmente simples de uma equação de estado: uma equação que relaciona a pressão, temperatura, quantidade química e volume molar entre si. A lei do gás ideal é obedecida pelos gases reais somente a pressões suficientemente baixas. Para pressões moderadas e altas é necessária uma equação de estado mais precisa. 
Figura 4.4 Desvio da idealidade para um gás a pressões mais altas.
O cientista holandês Johannes van der Waals (1837-1923) investigou muitos gases reais. Com base em suas observações, ele propôs, em 1873, uma equação simples que dá predições mais precisas que a lei do gás ideal. A equação de van der Waals é expressa como 
		[ P + a . n2 ] [ V – bn ] = nRT
			 V2
Os parâmetros de van der Waals, a e b são únicos para cada gás e são determinados experimentalmente. O parâmetro a representa o papel das atrações, assim é relativamente grande para moléculas que se atraem fortemente. O parâmetro b representa o papel das repulsões; pode ser pensado como representando o volume de uma molécula individual. Os papéis dos coeficientes ficam mais claros quando reorganizamos a equação de van der Waals em 
			P = nRT - an2 .
			 V – bn V2
. O termo corretivo a(n/V)2 leva em conta as forças intermoleculares. O termo 
nRT/(V – bn) corrige o volume observado, o volume realmente disponível para as moléculas de gás. A Tabela abaixo mostra algumas constantes de van der Waals.
Tabela 4.3 Parâmetros de van der Waals 
	Gás 
	a 
L2.atm.mol-2
	b 
10-2 L.mol-1
	amônia
	4,225
	3,707
	argônio
	1,363
	3,219
	benzeno
	18,24
	11,54
	dióxido de carbono
	3,640
	4,267
	cloro
	6,579
	5,622
	etano
	5,562
	6,380
	hidrogênio
	0,2476
	2,661
	sulfeto de hidrogênio
	4,490
	4,287
	oxigênio
	1,378
	3,183
	água
	5,536
	3,049
	gás ideal 
	0,00
	0,00
Exemplo : 
Investigadores usando as propriedades físicas de um gás que seria usado como um refrigerante em uma unidade de ar condicionado precisaram calcular sua pressão quando 1,50 mol foi confinado em 5,00 L a 0°C. Das tabelas de coeficientes de van der Waals, eles sabiam que a = 16,2 L2.mol.atm-2 e b = 8,4 x 10-2 L.mol-1. 
	A pressão pode ser obtida como 
		P = nRT - a. n2 .
		 V – nb V2
P = ( 1,50 mol ) x ( 0,082 L.atm.mol-1.K-1) x ( 272 K ) - ( 16,2 L2.atm.mol-2 ) x ( 1,50 mol )2 
	5,00 L – ( 1,50 mol ) x ( 8,4 x10-2 L.mol-1 ) ( 5,00 L )2
 = 5,44 atm 
Um gás ideal sob as mesmas condições tem uma pressão de 6,72 atm. 
4.7 Forças Intermoleculares: íon-dipolo, dipolo-dipolo, pontes de hidrogênio 
Forças intermoleculares se referem a forças entre partículas individuais (átomos, moléculas, íons) de uma substância. Estas forças são bastante fracas se comparadas às forças intramoleculares, isto é, às ligações iônicas e covalentes dentro de compostos. Por exemplo, 970 J de energia é necessário para decompor 1 mol de moléculas de vapor d’água em átomos de H e O, mas apenas 40,7 kJ é exigido para converter 1 mol de água líquida em vapor a 100°C. 
	Forças intermoleculares são relativamente sem importância em gases. De fato, nos gases ideais assumimos que elas não existem. Porém, se as forças intermoleculares forem suficientemente fortes, as moléculas podem se unir para formar líquidos ou sólidos. 
	Os vários tipos de forças intermoleculares envolvem interações entre íons e moléculas polares, entre moléculas polares, e entre moléculas apolares em que um dipolo pode ser induzido ou criado. É interessantenotar que todas estas forças se originam de atrações eletrostáticas, isto é, atrações entre cargas positivas e cargas negativas. As forças intermoleculares são conhecidas coletivamente como Forças de Van der Waals . 
Forças de London 
Iodo, I2, é um sólido e não um gás nas CNTP, provando que moléculas apolares também experimentam forças intermoleculares. Uma estimativa destas forças é a entalpia de vaporização e o ponto de ebulição da substância. Estas forças variam de muito fracas a significativamente fortes.
	
	Composto
	Hvap 
kJ.mol-1
	Ponto de
ebulição.(°C )
	N2
	5,58
	- 196
	O2
	6,82
	- 183
	I2
	41,95
	185
	CH4
	8,2
	- 161,5
	C6H6
	30,7
	80,1
	Para entender como moléculas apolares podem se atrair mutuamente, lembremos que os elétrons em átomos e moléculas estão em constante movimento. Em média, a nuvem eletrônica ao redor de um átomo é esférica. Quando dois átomos ou moléculas apolares se aproximam, atrações ou repulsões entre seus elétrons e núcleos podem conduzir a distorções em suas nuvens eletrônicas. Isto é, dipolos podem ser induzidos momentaneamente nos átomos ou moléculas vizinhos, e estes dipolos induzidos levam a atrações intermoleculares. Assim , a força intermolecular de atração em líquidos e sólidos compostos de moléculas apolares é uma força dipolo induzido-dipolo induzido. Finalmente é importante lembrar que forças de dispersão são encontradas em todas as moléculas, polares ou apolares. Forças dipolo induzido-dipolo induzido são às vezes denominadas forças de dispersão de London, em homenagem a Fritz London que em 1928 ofereceu uma explicação teórica para este tipo de força. 
Figura 4.5 Forças de London 
	Oxigênio se dissolve na água numa concentração típica de 10 ppm. Isto é importante porque os microorganismos usam o oxigênio dissolvido para converter substâncias orgânicas dissolvidas na água em compostos mais simples. A quantidade de oxigênio requerida para oxidar uma dada quantidade de matéria orgânica é chamada demanda bioquímica de oxigênio(DBO). Águas altamente poluídas freqüentemente tem uma alta concentração de matéria orgânica e uma DBO elevada. 
	Como podem moléculas apolares de O2 se dissolverem em uma substância polar como a água ? 
	A resposta é que as moléculas polares como a H2O, podem induzir ou criar um dipolo em moléculas que não tem um dipolo permanente . Como isto ocorre ? 
Figura 4;6 Interação dipolo-dipolo induzido 
	A nuvem eletrônica de uma molécula apolar de O2 está simetricamente distribuída entre os dois átomos de oxigênio. Quando a extremidade negativa da molécula de água se aproxima, a nuvem eletrônica da molécula de O2 se distorce. Neste processo, as moléculas de O2 se tornam polares, isto é, um dipolo foi induzido na molécula apolar de O2. O resultado é que as moléculas de O2 e H2O agora estão atraídas uma pela outra, embora muito fracamente. O oxigênio pode se dissolver na água porque uma força de atração entre um dipolo permanente e um dipolo induzido se estabelece (força dipolo –dipolo induzido).
Interações dipolo-dipolo . 
Quando uma molécula polar encontra outra molécula polar,igual ou diferente, as duas moléculas podem interagir. A extremidade positiva de uma molécula é atraída pela extremidade negativa da outra molécula polar. Muitas moléculas tem dipolos e a ocorrência de atrações dipolo-dipolo podem ter efeitos importantes sobre as propriedades das substâncias. 
Figura 4.7 Interação eletrostática entre moléculas polares
	Uma substância polar, por causa de sua forma molecular e diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados, tem dipolos permanentes. Dipolos permanentes procuram se alinhar com as extremidades positivas de um dipolo dirigido para as extremidades negativas de dipolos vizinhos e vice-versa. 
	Mesmo que as forças atrativas entre dipolos permanentes sejam muito fracas, quando estas são consideradas, o resultado é uma força intermolecular que é maior numa substância polar do que em uma substância apolar de peso molecular semelhante. 
Quanto mais polar uma molécula, isto é, quanto maior seu momento dipolar, mais pronunciado é o efeito das forças dipolo-dipolo sobre suas propriedades físicas. Isto pode ser visto comparando o propano, CH3CH2CH3 (PM= 44,10 ) e o acetaldeído CH3CHO (PM = 44,05). A diferença de eletronegatividade entre C e H é tão pequena que o propano é uma substância apolar. Por outro lado, o acetaldeído tem um momento dipolar resultante grande (=2,69 D). O ponto de ebulição do propano é –42,1°C e o do acetaldeído é +20,2°C. 
	Uma outra medida das forças de atração entre moléculas no estado líquido é a entalpia de vaporização, Hvap. As forças intermoleculares permitem que as moléculas se associem no estado líquido. Para converter uma substância para o estado gasoso, uma molécula deve ser separada de suas moléculas vizinhas no estado líquido vencendo as forças de atração no líquido. Isto requer energia, a entalpia de vaporização. 
	Quanto maiores as forças de atração entre moléculas em um líquido, maior a energia que deve ser fornecida para separá-las. Assim, moléculas polares têm uma entalpia de vaporização mais alta que moléculas apolares de massa molar semelhante. 
	As forças intermoleculares também influenciam a solubilidade. Moléculas polares tem tendência a se dissolverem em solventes polares e moléculas apolares se dissolvem em solventes apolares. 
Pontes de Hidrogênio 
	
Uma ponte de hidrogênio entre moléculas é uma força intermolecular do tipo dipolo-dipolo, na qual um átomo de hidrogênio covalentemente ligado a um não-metal em uma molécula é simultaneamente atraído para um não-metal de uma molécula vizinha. 
Figura 4.8 ( a ) A ponte de hidrogênio entre duas moléculas de água ;(b) A estrutura do gelo . 
As pontes de hidrogênio mais fortes são formadas se os átomos não-metálicos são pequenos e altamente eletronegativos. Somente nitrogênio, oxigênio e flúor preenchem este requisito. 
	Uma ponte de hidrogênio pode ser pensada assim: em uma ligação covalente onde uma nuvem eletrônica une um átomo de hidrogênio a outro átomo – oxigênio, por exemplo, a nuvem eletrônica é mais densa (a densidade eletrônica é maior) junto ao átomo de oxigênio (mais eletronegativo). A ligação é polar, com - sobre o átomo de O e + sobre o átomo de hidrogênio. Isto deixa o núcleo de hidrogênio algo exposto e um átomo de oxigênio de uma molécula vizinha pode se aproximar suficientemente do núcleo de hidrogênio exposto e partilhar parte se sua nuvem eletrônica com o átomo de hidrogênio. As energias de pontes de hidrogênio estão na faixa de 15 a 20 kJ.mol-1, o que é quatro a cinco vezes maior que as energias de outras interações dipolo-dipolo. 
	A elevada capacidade térmica molar da água (75,3 J.mol-1.K-1) comparada à do CO2 líquido (35,5 J.mol-1.K-1) e do CS2 líquido (46,1 J.mol-1.K-1) significa que a água requer energia extra (destinada à quebra de pontes de hidrogênio) para sofrer uma dada variação de temperatura. Lagos e oceanos absorvem calor do sol durante o dia e liberam este calor para o ar à noite sem sofrer grandes variações de temperatura, um processo que ajuda a moderar a temperatura da superfície da Terra. 
Figura 4.9 Pontos de ebulição dos hidretos dos grupos 4 A , 5 A , 6 A e 7 A .
	Se examinarmos os pontos de ebulição para os compostos binários de hidrogênio com os elementos nos Grupos 4 A a 7 A, observamos que os pontos de ebulição destes compostos geralmente aumentam com a massa molar. Esta tendência é observada nos compostos do Grupo 4 A (CH4 , SiH4 ,GeH4 , SnH4) . O mesmo efeito é visto para as moléculas mais pesadas dos compostos de hidrogênio dos Grupos 5 A , 6 A e 7 A. Os pontos de ebulição de NH3 , H2O e HF, porém, são muito maiores do que poderia ser esperado de suas massas molares. Os pontos de ebulição anormalmente elevados destes compostos se devem a formação de pontes de hidrogênio. 
4.8 Vaporização, pressão de vapor e ponto de ebuliçãode um liquido.
A vaporização ou evaporação, o processo em que uma substância no estado líquido se converte em gás, é um fenômeno bem conhecido dos líquidos. Neste processo, as moléculas escapam da superfície do liquido e passam para o estado gasoso. 
Figura 4.10 Evaporação ao nível molecular. Energia deve ser fornecida para separar as moléculas no estado liquido,vencendo as forças de atração intermoleculares.
A energia média das moléculas em um liquido depende apenas da temperatura: quanto maior a temperatura, maior a energia média das moléculas e maior o número relativo de moléculas com energia cinética elevada. Em uma amostra de liquido, pelo menos algumas moléculas tem energia cinética maior que a energia potencial das forças de atração intermoleculares que mantém as moléculas do liquido juntas. Se tais moléculas de alta energia cinética encontram-se na superfície do liquido e se movem em sua direção, ela pode libertar-se de suas vizinhas e passar ao estado gasoso. 
A vaporização é um processo endotérmico. A energia requerida para vaporizar uma amostra é expressa como a entalpia molar de vaporização, Hvap, em unidades de kJ/mol. 
A água é uma exceção entre os líquidos listados na tabela 4.4 , pois requer uma quantidade enorme de calor para converter-se em vapor d´água.
Tabela 4.4 Entalpia molar de vaporização e ponto de ebulição para alguns compostos comuns 
	Composto
	H°vap
(kJ.mol-1)
	Ponto de Ebulição(°C)
	HF
	25,2
	19,7
	HCl
	16,2
	-84,8
	HBr
	19,3
	-66,4
	HI
	19,8
	-35,6
	Amônia, NH3
	23,3
	-33,3
	Água, H2O
	40,7
	100
	SO2
	24,9
	-10
	Metano,CH4
	8,3
	-161
	Acetona, CH3COCH3
	29,1
	56
	Etanol, C2H5OH
	43,5
	Metanol, CH3OH
	35,3
	64,8 K
Pressão de Vapor e Ponto de Ebulição 
Se você põe uma porção de água em um vaso aberto, ela certamente vai evaporar completamente. O movimento do ar e a difusão das moléculas na fase gasosa removem o vapor d’água da vizinhança da superfície do liquido, de modo que as moléculas não retornam ao liquido . 
Se você põe uma porção de água em um frasco fechado, o liquido irá evaporar até que a taxa de vaporização se iguale à taxa de condensação. Neste ponto, nenhuma mudança será observada no sistema. A situação é um exemplo de um equilíbrio dinâmico: as moléculas se movem continuamente do líquido para a fase de vapor e do vapor de volta para o liquido. 
Quando um equilíbrio líquido-vapor se estabelece em um vaso fechado, a pressão exercida pelo vapor d’água é chamada pressão de vapor de equilíbrio, ou simplesmente pressão de vapor . 
Figura 4.11 Pressão de vapor de um líquido
A pressão de vapor de qualquer substância é uma medida da tendência de suas moléculas escaparem da fase liquida para a fase de vapor a uma dada temperatura . Quanto maior a pressão de vapor de um liquido a uma dada temperatura maior a volatilidade do liquido. 
Figura 4.12 Curvas de pressão de vapor para éter dietílico, C2H5OC2H5, etanol, C2H5OH, e água.
A pressão de vapor de um líquido aumenta com a temperatura. Todos os pontos ao longo de uma curva pressão de vapor-temperatura representam condições de pressão e temperatura em que o liquido e o vapor de uma substância estão em equilíbrio dinâmico. 
Em um vaso aberto para a atmosfera, a massa da atmosfera está pressionando a superfície do liquido contido. Quando calor é adicionado, mais e mais liquido evapora, expulsando as moléculas para a atmosfera circundante. Se suficiente calor é adicionado, a temperatura pode atingir um valor em quer a pressão de vapor do liquido é igual à pressão atmosférica. Neste ponto, bolhas de vapor começam a se formar no interior do liquido, e o liquido ferve. 
Figura 13 Pressão de vapor e ebulição 
O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que sua pressão de vapor é igual à pressão externa sobre o liquido. Se a pressão externa é 1 atm, a temperatura se chama ponto de ebulição normal . 
Há uma relação direta entre o ponto de ebulição normal, a entalpia de vaporização e as forças intermoleculares no liquido. 
4.9 Diagramas de fase.de substâncias puras
Figura 14 Diagrama de fases da água 
Ao longo da curva de sublimação, sólido e vapor existem juntos em equilíbrio. À esquerda desta curva, a temperaturas mais baixas , a água existe como um sólido (gelo). À direita desta curva, a temperaturas mais altas, a água existe como vapor. 
Ao longo da curva de fusão, sólido e líquido existem juntos em equilíbrio. À esquerda desta curva, água existe como gelo, e à direita desta curva, água existe como líquido. O ponto de fusão a uma pressão de 1 atm é chamado ponto de fusão normal. Porém, pontos de fusão são apenas fracamente dependentes da pressão. Assim, uma curva de fusão é uma linha quase vertical. 
Para quase todas as substâncias o ponto de fusão aumenta com a pressão crescente a uma taxa de 0,01 a 0,03 K.atm-1. A água é anômala porque seu ponto de fusão diminui com o aumento da pressão. O ponto de fusão do gelo diminui cerca de 0,01 K por atmosfera de pressão aplicada. Conseqüentemente, diferente da maioria dos sólidos, gelo pode ser fundido pela aplicação de pressão. 
Note que as três curvas no diagrama de fase da água separam regiões em que a água existe como um sólido, um líquido ou vapor. Vamos usar esta figura para seguir o comportamento da água quando ela é aquecida de -50°C a 200°C a uma pressão constante de 1 atm. A -50°C (223 K) e 1 atm, a água existe como gelo. Quando aquecemos o gelo a 1 atm, nos movemos horizontalmente da esquerda para a direita ao longo da linha tracejada na figura. A 0°C, cruzamos a curva de fusão e passamos da região sólida para a região líquida. A 100°C, cruzamos a curva de pressão de vapor de equilíbrio e passamos da região líquida para a região de vapor. 
As três curvas no diagrama de fase da água se intersectam em um ponto chamado ponto triplo. No ponto triplo, e somente no ponto triplo, todas as três fases- sólido, líquido e vapor- coexistem em equilíbrio. O ponto triplo para a água ocorre a 4,58 torr e 273,16 K. Note que se aquecermos gelo a uma pressão constante menor que 4,58 torr (0,060 atm), então o gelo sublima ao invés de fundir. Esta é a razão porque o CO2 sólido é chamado gelo seco: ele parece gelo, mas não funde. 
A pressão de vapor de equilíbrio de um líquido aumenta com a temperatura até o ponto crítico, onde a curva de pressão de vapor termina abruptamente. Acima da temperatura crítica, as fases gasosa e líquidas se tornam indistingüíveis. 
Figura 15 Para um líquido em um recipiente selado, de volume constante, quando a temperatura aumenta, a densidade do liquido diminui e a do vapor aumenta. Na temperatura crítica, Tc, a densidade do vapor se torna igual à do liquido; nessa temperatura e acima dela, uma única fase ocupa o recipiente. 
Um gás acima de sua temperatura crítica não pode ser liquefeito não importa quão alta seja a pressão aplicada. O ponto crítico para a água ocorre a 218 atm e 647 K. Vapor d’água acima de 647 K não pode ser liquefeito pela aplicação de pressão. 
Figura 16 Diagrama de fase do CO2
O diagrama de fase do dióxido de carbono embora pareça semelhante ao da água, apresenta várias diferenças importantes. A curva de fusão do dióxido de carbono sobe para a direita, uma direção que indica que o ponto de fusão do CO2 aumenta com o aumenta da pressão. Recorde que a curva de fusão da água aponta para cima e levemente para a esquerda, uma direção que indica que o ponto de fusão da água diminui com o aumento da pressão.
Outra diferença entre os diagramas de fase do gelo e do CO2 são as posições dos pontos triplos. O ponto triplo do CO2 ocorre a 5,11 atm e 216,6 K. Porque a pressão do ponto triplo é maior que 1 atm, o CO2 não funde quando é aquecido a 1 atm como o faz a água. Ao invés, o CO2 sublima. O ponto de sublimação normal do CO2 é 195 K (-78°C), que é a temperatura do CO2 sólido a 1 atm. 
O CO2 líquido pode ser obtido comprimindo-seo CO2(g) a uma temperatura abaixo do seu ponto crítico (31°C). Uma pressão de cerca de 60 atm é requerida para liquefazer CO2 a 25°C. Um extintor de incêndio cheio com dióxido de carbono a 25°C contém CO2 líquido a uma pressão de cerca de 60 atm.
4.10 Estrutura dos Sólidos cristalinos metálicos e iônicos 
	Um sólido cristalino é um sólido no qual os átomos, íons ou moléculas encontram-se em um arranjo ordenado, chamado de retículo cristalino. Sólidos cristalinos tem tipicamente superfícies planas bem definidas chamadas de faces do cristal, que fazem ângulos definidos umas com as outras. 
	A estrutura física dos materiais sólidos depende principalmente do arranjo dos átomos, íons ou moléculas que os constituem e das forças de ligação entre eles. Se os átomos, íons ou moléculas de um sólido se arranjam num padrão que se repete segundo as três dimensões do espaço, forma-se um sólido que se diz ter uma estrutura cristalina ou rede cristalina . . 
	Classificamos os sólidos cristalinos segundo as ligações que mantêm seus átomos , íons ou moléculas juntas: 
	Sólidos metálicos, ou simplesmente metais, consistem de cátions unidos por um mar de elétrons. 
	Sólidos iônicos são construídos pela atração mútua de cátions e anions. 
	Sólidos reticulares, ou covalentes, consistem de átomos ligados aos seus vizinhos por ligações covalentes que se estendem por todo o sólido. 
	Sólidos moleculares são formados por conjuntos de moléculas discretas mantidas por forças intermoleculares. 
Redes cristalinas e Células unitárias de metais .
	Nos sólidos cristalinos, os arranjos dos átomos podem ser descritos referindo-se os átomos aos pontos de interseção de uma rede tridimensional de linhas retas . Esta rede designa-se por rede cristalina e pode ser descrita como um arranjo infinito tridimensional de pontos. Cada ponto da rede cristalina tem vizinhos idênticos. Cada rede cristalina pode, por conseguinte, ser descrita especificando as posições atômicas numa célula unitária, que se repete.
Figura 17 Rede cristalina simples e respectiva célula unitária . 
	Uma célula unitária é a menor unidade hipotética que, quando empilhadas repetidamente sem lacunas podem reproduzir o cristal inteiro. Células unitárias são construídas representando cada átomo por um ponto que marca a localização do centro do átomo. Os átomos em uma célula unitária são contados determinando-se a fração de cada átomo dentro da cela. 
	Nos cristais os átomos dos elementos estão empilhados em arranjos regulares que formam um padrão característico do material em particular. O arranjo de átomos, íons ou moléculas dentro de um cristal é determinado por difração de raios-X, umas das técnicas mais úteis para determinar a estrutura de sólidos.
Uma única célula unitária contém todas as informações estruturais sobre o cristal. Auguste Bravais (1811-1863), cristalógrafo francês, deduziu os 14 possíveis arranjos de pontos no espaço, as 14 redes de Bravais. 
	As redes cristalinas de mais alta simetria são as redes cúbicas, que se apresentam na forma de três tipos de células unitárias: cúbica simples, cúbica de corpo centrado e cúbica de face centrada. 
Figura 18 Os três tipos de células unitárias encontradas em redes cúbicas .
	O polônio é o único elemento conhecido a cristalizar na célula unitária cúbica simples, com seus átomos localizados nos vértices de um cubo Na célula cúbica simples cada átomo está rodeado por outros 6 átomos ( NC = 6 ). Na célula cúbica simples, os átomos se tocam segundo a aresta do cubo, pelo que a relação entre o comprimento da aresta, a, e o raio atômico, R , é a = 2R. Nesta célula , existe um total de 8 x 1/8 (nos vértices) = 1 átomo completo por cela unitária. 
	O fator de empacotamento atômico, FEA, representa a fração da célula unitária ocupada pelos átomos, 
		FEA = Volume dos átomos na célula unitária 
				Volume da célula unitária 
Na célula unitária cúbica simples o FEA é igual a 0,52. Isto significa que 52 por centro do volume da célula unitária é ocupado por átomos e 49 por centro é espaço vazio . 
Figura 19 Visão de preenchimento de espaço de células unitárias cúbicas. Apenas a parte de cada átomo que pertence à célula unitária é mostrada.
	Na célula unitária cúbica de corpo centrado, CCC, há um átomo completo localizado em seu centro e em cada vértice. Nesta célula existe um total de 1 (no centro) + (8 x 1/8) (nos vértices) = 2 átomos por célula unitária e cada átomo está rodeado por outros 8 átomos (NC = 8). Na célula CCC, os átomos tocam-se segundo a diagonal do cubo, pelo que a relação entre o comprimento da aresta, a, e o raio atômico, R, é 
		3.a = 4 R ou a = 4 R / 3
Na célula unitária CCC , o FEA é igual a 0,68. 
	Na célula cúbica de face centrada, CFC, há um átomo localizado no centro de cada face e em cada vértice. Nesta célula existe um total de (8 x 1/8) (nos vértices) + (6 x ½) (nas faces) = 1 + 3 = 4 átomos por célula unitária, e cada átomo está rodeado por outros 12 átomos (NC = 12). Na célula CFC, os átomos tocam-se segundo a diagonal da face, pelo que a relação entre o comprimento da aresta, a, e o raio atômico, R, é 
				2.a = 4 R ou a = 4 R / 2
Na célula unitária CFC, o FEA é igual a 0,74, correspondendo ao empacotamento máximo de átomos esféricos.
Em um sólido metálico, cátions jazem em um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons. Os sólidos metálicos geralmente tem estruturas de empacotamento cúbico (cúbico simples , cúbico de corpo centrado e cúbico de face centrada) ou de empacotamento hexagonal. 
Sólidos Cristalinos Iônicos 
	A estrutura cristalina dos cristais iônicos em geral depende como os cátions e os anions podem ser empacotados para formar uma rede cristalina. Conseqüentemente, a diferença nos tamanhos dos cátions e anions são fatores determinantes das diferenças entre as estruturas cristalinas dos sólidos iônicos. As estruturas cristalinas dos sólidos iônicos são melhor discutidas em termos de suas células unitárias. A seguir discutiremos algumas das células unitárias representativa da maioria dos compostos iônicos. 
Estrutura do Cloreto de Sódio
	Na estrutura do Cloreto de Sódio, cada íon é rodeado por outros seis íons de carga oposta. O número de coordenação de cada íon é portanto igual a 6. 
	Os seis vizinhos mais próximos do íon central estão nos centros das faces da célula unitária e são todos íons de carga oposta. Os próximos doze vizinhos mais distantes estão nos centros das arestas da célula e são todos íons de mesma carga que o íon central. Os próximos oito vizinhos estão nos vértices da célula unitária , e tem cargas opostas ao íon central. 
Figura 20 Estrutura cristalina do cloreto de sódio
	Quando contabilizamos o número de íons de cada tipo em uma célula unitária devemos levar em conta que qualquer dos íons que não estão completamente dentro da célula são partilhados com células vizinhas. 
	Assim, um íon em uma face é compartilhado por 2 células e contribui com 1/2 para cada célula em questão. Um íon em uma aresta é partilhado por quatro células e daí contribui com apenas 1/4. Um íon em um vértice é partilhado por oito células que partilham aquele vértice , e assim contribui somente com 1/8. 
	Na célula do cloreto de sódio há quatro ions Na+ e quatro íons Cl-. Daí, cada célula unitária contem 4 unidades de fórmula NaCl. 
	A estrutura do NaCl é uma das mais comuns, pois é adotada por todos os haletos alcalinos (exceto CsCl , CsBr e CsI), pelos haletos de prata (exceto AgCl) e pela maioria dos compostos entre os metais alcalino-terrosos e os não - metais do Grupo VIA.
Sólidos Covalentes 
	O protótipo de um sólido ligado covalentemente é o diamante, um alótropo do carbono. A estrutura do diamante é também exibida pelos elementos silício, germânio e -estanho. 
Figura 21 Estruturas cristalinas do diamante e do grafite
	A análise da célula unitária cúbica da estrutura do diamante revela uma estrutura muitoaberta comparada às dos metais e sais. O F.E.A. é, de fato, apenas 0,37, ou cerca da metade do valor das estruturas dos metais comuns. 
Na estrutura do diamante cada átomo de carbono está tetraedralmente ligado a quatro outros átomos de carbono (número de coordenação = 4). Oito átomos compõem a célula unitária: quatro estão inteiramente contidos dentro dela. Os outros quatro são representados pelos oito átomos nos vértices do cubo e pelos seis átomos nos centros das faces do cubo. 
	Outro alótropo importante do carbono é o grafite. Diferente das estruturas descritas até agora, as ligações covalentes fortes do grafite repousam inteiramente sobre planos, formando uma estrutura lamelar bidimensional. 
	A construção de um modelo da estrutura do grafite mostra que o espaçamento entre estas camadas (335 pm) é substancialmente maior que as distâncias interatômicas dentro das camadas (142 pm). O número de coordenação dos átomos de carbono é apenas três. As camadas são mantidas juntas principalmente por forças de van der Waals, permitindo que elas deslizem uma sobre a outra. O grafite é um lubrificante devido a esta propriedade. 
Conhecimentos que você deve dominar: 
Usar a teoria cinética molecular para interpretar a temperatura, a pressão e o volume de um gás ideal.
Descrever como são realizadas as medidas de pressão.
Descrever o funcionamento de um barômetro.
Diferenciar um manômetro de tubo aberto e um manômetro de tubo fechado.
Identificar e usar as unidades de pressão.
Compreender a lei do gás ideal e como usar esta equação.
Calcular a massa molar de um composto a partir do conhecimento da pressão de uma dada massa de um gás em um dado volume e temperatura.
Usar a lei de Dalton das pressões parciais. 
Interpretar os termos da equação de van der Waals.
Explicar como surgem as diferentes forças intermoleculares.
Identificar moléculas que possam experimentar pontes de hidrogênio. 
Explicar como as pontes de hidrogênio afetam as propriedades da água.
Definir e usar o conceito de pressão de vapor de equilíbrio de um liquido e sua relação com o ponto de ebulição de um liquido.
Distinguir evaporação e ebulição. 
Explicar a relação entre a temperatura de ebulição e a pressão de vapor de um liquido.
Definir ponto de ebulição normal.
Identificar os diferentes pontos (ponto triplo, ponto de fusão, ponto de ebulição normal) e regiões(sólido, liquido, vapor) de um diagrama de fase. 
Descrever o fenômeno do ponto critico : a temperatura critica e o ponto critico .
Interpretar o estado supercritico de uma substancia. 
Caracterizar os diferentes tipos de sólidos.
Compreender o significado do termo rede cristalina.
Descrever os três tipos de células unitárias cúbicas.
Executar cálculos que envolvam as características de sólidos e suas células unitárias :fator de empacotamento atômico, densidade, dimensões da célula , raio atômico , tipo de célula unitária.
Glossário 
Barômetro: um instrumento para medir a pressão atmosférica.
Célula unitária: a menor unidade que, quando repetida em intervalos, pode produzir um cristal inteiro.
Coeficientes de van der Waals: os coeficientes determinados experimentalmente que aprecem na equação de van der Waals e são únicos para cada gás. O coeficiente a é uma indicação de forças intermoleculares atrativas, e o coeficiente b é uma indicação de forças intermoleculares repulsivas.
Condensação: a formação de uma fase liquido ou sólida a partir da fase gasosa.
Constante Universal dos gases R : a constante que aparece na equação do gás ideal , cujo valor é 0,082L.atm.mol-1.K-1 .
Diagrama de fases: um resumo em forma gráfica das condições de temperatura e pressão nas quais as varias fases sólida, liquida e gasosa de uma substancia existem. Um diagrama de fases de um componente é o diagrama de fases para uma única substancia.
Efervescer : a saída de gás de um liquido na forma de bolhas. 
Equação de estado : uma expressão matemática que relaciona pressão, volume, temperatura e quantidade de substancia . Exemplo: a equação do gás ideal , PV=nRT.
Equação de van der Waals : uma equação de estado aproximada para um gás real no qual dois parâmetros representam os efeitos das forças intermoleculares.
Equilíbrio dinâmico: a condição na qual o processo direto e inverso ocorre simultaneamente em velocidades iguais. Exemplo, vaporização e condensação.
Equilíbrio físico: um estado no qual duas ou mais fases de uma substancia coexistem sem uma tendência de mudanças. Exemplo, gelo e água a 1 atm e 0°C . 
Estado da matéria: as condições físicas de uma amostra. Os estados mais comuns de uma substancia pura são: sólido, líquido e gás. 
Estado físico: a condição de ser um sólido, liquido ou gás em uma temperatura particular.
Estrutura cúbica de corpo centrado: uma estrutura cristalina com uma célula unitária na qual o átomo central está no centro de um cubo formado por outros oito átomos.
Estrutura cúbica de face centrada: uma estrutura cristalina com uma célula unitária cúbica na qual há um átomo no centro de cada face e um em cada vértice. 
Estrutura cúbica simples: uma estrutura cúbica na qual esferas ( que representam átomos) estão nos vértices de um cubo. 
Evaporação : a vaporização de liquido que ocorre na sua superfície.
Fase : um estado físico particular da matéria que tem composição uniforme. Um substancia pode existir em fase sólida, fase liquida e fase gasosa. 
Fluido supercritico : uma substância acima de sua temperatura e pressão critica . 
Força de London : a força de atração que surge da interação entre dipolos elétricos instantâneos sobre moléculas vizinhas polares e apolares. 
Forças intermoleculares: as forças de atração e repulsão entre moléculas ; o mesmo que forças de van der Waals. 
Gás : uma forma fluida da matéria que preenche o recipiente que ocupa e pode ser comprimida a um volume muito menor. A distinção entre um gás e vapor é a seguinte: um gás é uma substancia em uma temperatura acima de sua temperatura critica; vapor é uma forma gasosa da matéria em uma temperatura abaixo de sua temperatura critica. 
Gás ideal ; um gás que satisfaz a lei do gás ideal e é descrito pelo modelo cinético-molecular. 
Gás real : um gás verdadeiro; um gás que difere de um gás ideal em seu comportamento.
Interação dipolo-dipolo: a interação entre dois dipolos elétricos: cargas parciais iguais se repelem e cargas parciais opostas se atraem. 
Interação íon-dipolo: a atração entre um íon e uma carga parcial oposta do dipolo elétrico de uma molécula polar. 
Intermolecular : entre moléculas.
Lei de Dalton das pressões parciais: a pressão total de uma mistura de gases é a soma das pressões parciais de seus componentes. 
Limite de fase : uma linha que separa duas áreas em um diagrama de fases; os pontos sobre a linha limite representam as condições nas quais as duas fases contíguas estão em equilíbrio dinâmico. 
Liquido : uma forma fluida da matéria que tem uma superfície bem definida e que adquire a forma do recipiente que ocupa. 
Manômetro: um instrumento usado para medir a pressão de um gás confinado em um recipiente. 
Modelo cinético-molecular : um modelo das propriedades de um gás ideal no qual moléculas consideradas pontuais, estão em um movimento retilíneo aleatório continuo até que ocorram colisões entre elas. 
Momento de dipolo induzido : um momento de dipolo elétrico em uma molécula polarizável produzido pela vizinhança de uma carga ou pela carga parcial. 
Momento de dipolo instantâneo : um momento de dipolo que se origina de uma redistribuição transitória de carga e é responsável pela força de London.
Mudança de estado : a mudança de um estado físico de uma substancia a outro de seus estados físicos . Exemplo : fusão , sólidoliquido. 
Numero de coordenação : o numero de vizinhos mais próximos de um átomo em um sólido. Para sólidos iônicos, o numero de coordenação de um íon é o numero de vizinhosmais próximos com carga oposta. 
Ponto de ebulição normal : a temperatura na qual a pressão de vapor de um liquido é igual a 1 atm.
Ponto de fusão normal : a temperatura de fusão de uma substancia a 1 atm.
Ponto triplo: o ponto no qual os limites das três fases se encontram em um diagrama de fases. Sob as condições apresentadas pelo ponto triplo, todas as três fases coexistem neste ponto em equilíbrio dinâmico. 
Pressão critica: a pressão de vapor de um liquido em sua temperatura critica . 
Pressão de vapor: a pressão exercida pelo vapor de um liquido quando o vapor e o liquido estão em equilíbrio dinâmico. 
Propriedade extensiva : uma propriedade física de uma substancia que depende do tamanho da amostra. Exemplo, massa, energia interna, entalpia, entropia. 
Propriedade intensiva: uma propriedade física de uma substancia que independe do tamanho da amostra. Exemplos, densidade,volume molar, temperatura. 
Rede: um conjunto ordenado de átomos, moléculas ou íons em um cristal.
Sólido : uma forma rígida de matéria que mantém a mesma forma qualquer que seja a forma do recipiente. 
Sólido amorfo : um sólido no qual os átomos, íons ou moléculas estão desordenados, sem uma ordem preferencial. Exemplo, vidro. 
Sólido cristalino : um sólido no qual os átomos , íons ou moléculas estão em um arranjo ordenado. Exemplo : diamante , grafite. 
Sólido iônico : um sólido formado por cátions e anions. 
Sólido molecular : um sólido que consiste de uma coleção de molécula unidas por forças intermoleculares . Exemplo, enxofre , sacarose , gelo. 
Sólido reticular ( ou covalente ) 
Temperatura de ebulição :a temperatura na qual um liquido entra em ebulição ; a temperatura na qual a pressão de vapor de um liquido é igual à pressão externa . Na ebulição a vaporização ocorre através do liquido e não apenas na superfície,
Temperatura de fusão : a temperatura na qual uma substancia passa do estado sólido para o estado liquido. O ponto de fusão normal é o ponto de fusão sob uma pressão de 1 atm. 
Transição de fase : a conversão de uma fase de uma substancia a outra . Exemplo ; vaporização . 
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