Resumo Quimica Geral SÓLIDOS E LÍQUIDOS

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SÓLIDOS E LÍQUIDOS
	FORÇAS INTERMOLECULARES = são atrações entre as moléculas e têm origem eletrônica: surgem de uma atração eletrostática entre nuvens de elétrons e núcleos atômicos. São fracas, se comparadas às ligações covalentes ou iônicas. Mas forte o suficiente para sustentar uma lagartixa no teto da sala. São responsáveis pela existência de diferentes fases da matéria (sólido, líquido – fases condensada (quando forças atrativas juntam as moléculas) - e gás). Uma fase é uma forma da matéria que tem composição química e estado físico uniforme. 					A temperatura na qual um gás se condensa para formar um líquido ou sólido depende da pressão e da intensidade das forças atrativas entre as moléculas. 
	Todas as interações intra e intermoleculares podem ser atribuídas às interações coulômbicas entre duas cargas.
Forças íon-dipolo
	Exemplo de uma interação íon-dipolo: Um íons em água tem um certo número de moléculas de água a ele ligadas – hidratação ou solvatação (outro solvente que não seja água); devido ao caráter polar da água. A carga parcial negativa do átomo O é atraída pelos cátions e as cargas parciais positivas do átomos de H são repelidas. Assim, espera-se que as moléculas de água se aglomerem ao redor do cátion com os O apontando para o interior e os H aprontando para o exterior. E ocorre o inverso com um ânion. 		
	Essa interação é característica de íons dissolvidos em solventes polares.
= energia potencial da interação entre a carga máxima de um íon e as duas cargas parciais de uma molécula polar. Onde z = carga do íon e μ = momento de dipolo elétrico. O sinal negativo indica que a energia potencial do íon é diminuída pela interação com o solvente polar. A interação entre o íon e o dipolo depende mais fortemente da distância do que a interação entre dois íons, que é proporcional a 1/r e, portanto, tem alcance menor. Como resultado, moléculas polares tem que estar muito próximas de um íon para que a interação seja significativa. As interações íon-dipolo são muito mais fracas que a atração entre dois íons porque a molécula polar tem somente cargas parciais e além disso, um íon atraído pela carga parcial de um lado da molécula é repelido pela carga parcial oposta do outro lado. 									O tamanho do íon e sua carga controlam a extensão da hidratação. As interações íons-dipolo são fortes para íons pequenos com carga elevada. Em consequência, os cátions pequenos com carga elevada formam, frequentemente, compostos hidratados.
Forças dipolo-dipolo
As moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula é ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos. Resumindo, esse tipo de interação decorre da atração entre cargas parciais das moléculas, cuja energia potencial resultante é:
 	São interações mais fracas que forças entre íons e caem rapidamente com a distância, especialmente nas fases líquida e gás, em que as moléculas estão em rotação. As rotações ocorrem nas orientações mais energeticamente favoráveis (com as cargas de sinais opostos adjacentes), isto é, as interações atrativas entre as cargas parciais opostas predominam ligeiramente sobre as repulsões entre cargas de mesmo sinal. Isso significa que existe uma pequena atração residual entre moléculas polares que estão em rotação na fase gás. O resultado é que a energia potencial varia com a sexta potência da distância entre as moléculas. As interações dipolo-dipolo entre moléculas em rotação só tem importância quando as moléculas estão muito próximas; como num líquido, as moléculas estão mais próximas que num gás, as interações dipolo-dipolo são mais fortes. 
	Forças de London
	Um momento de dipolo instantâneo em uma molécula distorce a nuvem de elétrons de uma molécula vizinha e dá origem a um momento de dipolo na segunda molécula: os dois dipolos se atraem. No momento seguinte, a nuvem eletrônica da primeira molécula se altera e dá origem a um momento de dipolo em uma direção diferente que, por sua vez, induz um momento de dipolo na segunda molécula, e as duas ainda se atraem. Isso significa que embora o dipolo instantâneo de uma molécula possa variar o dipolo induzido na segunda molécula sempre acontece e, assim, existe atração permanente entre as duas moléculas. Isso ocorre até para moléculas apolares. Essa interação chama-se interação de London (única interação que age em moléculas não-polares). 					A energia das interações de London depende da polarizabilidade das moléculas (facilidade de deformação da nuvem eletrônica). Como o núcleo das moléculas muito polarizáveis tem pouco controle sobre os elétrons circundantes, a densidade de elétrons pode flutuar muito e, portanto, cargas parciais instantâneas elevadas se produzem. A energia potencial é dada por:
	A energia da interação aumenta com a polarizabilidade das moléculas que interagem. Como as moléculas volumosas, que têm muitos elétrons, são mais polarizáveis do que as moléculas pequenas com poucos elétrons, pode-se esperar que elas sofram interações de London mais fortes do que menores. 														Os halogênios menores são gases (F2 e Cl2) e, os maiores, um líquido (Br2) e um sólido (I2) na temperatura normal. Isso ocorre porque o número de elétrons das moléculas cresce e as interações de London aumentam descendo no grupo. A energia das interações de London aumenta de forma surpreendente quando os átomos de hidrogênio são substituídos por átomos mais pesados. O metano ferve em -161ºC, mas o tetracloro-metano (CCl4) tem um número maior de elétrons e é um líquido, com ponto de ebulição a 77ºC. O tetrabromo-metano (CBr4) tem um número ainda maior de elétrons e é um sólido em temperatura normal.											A energia das interações de London também depende da forma das moléculas, assim, moléculas com o mesmo número de elétrons mas com arranjos espaciais diferentes, possuem pontos de ebulição diferentes. 												Como as interações de London, as interações dipolo-dipolo induzido têm sua origem na capacidade que tem uma molécula de induzir um momento de dipolo em outra. Neste caso, entretanto, a molécula que induz o momento de dipolo tem um momento permanente. A energia potencial da interação é: 
	As energias potenciais das interações atrativas entre as moléculas (as interações dipolo-dipolo de moléculas em rotação, as interações de London e as interações dipolo-dipolo induzido) tem a forma:
 Em que C depende das moléculas e do tipo de interação. 
Ligação de Hidrogênio
Algumas moléculas, entretanto, exibem um tipo especial de interação dipolo-dipolo. Exceto a água, todos parecem seguir uma regra de que quanto menor a massa molecular, menor é a temperatura de ebulição. A água, portanto, deve possuir um tipo de interação diferenciado. O que acontece é que os hidrogênios ligados ao oxigênio é que formam o lado "positivo" do dipolo permanente desta molécula. O átomo de hidrogênio é formado por apenas um próton e um elétron. Como o elétron é fortemente atraído pelo oxigênio, na água, este próton encontra-se desprotegido. A água possui, então, um dipolo bastante forte, com uma das cargas positiva bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares. Esta interação é chamada de ligação hidrogênio, interação intermolecular que ocorre entre átomos de hidrogênio e elementos fortemente eletronegativos com pares isolados de elétrons como o oxigênio, flúor ou nitrogênio. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.
ESTRUTURA DOS LÍQUIDOS
	Os líquidos existem por causa das forças intermoleculares. As moléculas de um líquido estão em contato com as moléculas vizinhas, mas podem movimentar-se, eventualmente, colidindo umas com as outras.Um sólido cristalino tem ordem de longo alcance, ou seja, as moléculas ou átomos estão num arranjo ordenado que se repete até uma distância muito grande. Ao fundir, isso se perde. No líquido, a energia cinética supera as forças intermoleculares e as moléculas se movimentam, mas ainda possuem fortes atrações entre elas; tendo, portanto, uma ordem de curto alcance. Um líquido pode ser formado tanto pela fusão de um sólido como pela condensação de um gás. Durante o processo de fusão, a energia absorvida faz com que as forças de atração entre as moléculas (ou átomos, ou íons) no sólido diminuam. Durante a condensação, a energia é liberada à medida em que as moléculas são mais unidas pelas forças atrativas. São muito menos compressíveis que um gás, são necessário elevadas pressões para reduzir seu volume a uma quantidade significativa.
Evaporação
Uma propriedade importante de um líquido é a sua tendência de evaporar ou vaporizar, ou seja, transformar-se em um gás. Em um líquido, como em qualquer estado da matéria, as moléculas apresentam velocidades muito variáveis, ou seja, diferentes energias cinéticas. Num dado instante, algumas moléculas estão-se movendo rapidamente, outras se movem vagarosamente, e há ainda outras moléculas essencialmente sem movimento. Na distribuição de energia cinética das moléculas, muitas moléculas possuem valores mais baixos do que altos para a energia cinética. A curva mais baixa representa a distribuição dos valores de energia cinética a uma temperatura mais elevada, mostrando a presença de poucas moléculas lentas e muitas moléculas rápidas, ao contrário da curva anterior.	Quando um líquido evapora, as moléculas na superfície são forçadas a sair e deixar o líquido se o movimento adquirido por estas for suficiente para contrapor-se à atração exercida pelas moléculas vizinhas. Num dado instante, uma certa fração de moléculas na superfície adquire a mínima energia cinética necessária para vencer as forças intermoleculares, escapando do líquido. A evaporação consiste na perda destas moléculas se movimentando mais rapidamente. À medida que a temperatura do líquido aumentar, mais moléculas terão energia cinética suficiente para escapar das forças atrativas de suas moléculas vizinhas e, assim, mais moléculas deixarão o líquido por unidade de tempo.
EQUILÍBRIO LÍQUIDO-GÁS
Considere o seguinte experimento: Um recipiente contendo água é colocado dentro de uma campânula de vidro munida de um manômetro. O recipiente é totalmente preenchido com água (total ausência de ar) e tampado, e o ar contido dentro da campânula é retirado. Depois, a tampa do recipiente é retirada por controle remoto. Isto faz com que a água evapore, e a presença das moléculas de água na fase gasosa faz com que o manômetro acuse um valor. A pressão aumenta e após um pequeno intervalo de tempo atinge um valor-limite. Como existem moléculas na fase gasosa, algumas podem voltar ao líquido, ficando presas pelas forças intermoleculares. Este processo é conhecido como condensação, e a sua velocidade aumenta à medida que a concentração das moléculas na fase gasosa aumenta. Eventualmente, a velocidade com a qual as moléculas retomam ao líquido toma-se suficientemente elevada, de modo que se toma igual à velocidade de saída da fase líquida; isto é, a velocidade de condensação toma-se igual à velocidade de evaporação, assim a pressão permanece constante. 														Pode-se ter um estado de equilíbrio dinâmico, uma condição na qual dois processos opostos ocorrem na mesma velocidade. Uma vez estabelecido o equilíbrio neste sistema líquido-gás, o nível do líquido não diminui mais, e a pressão na fase gasosa para de aumentar. Pela aparência, alguém poderia imaginar que neste ponto nada esteja ocorrendo dentro da campânula de vidro, o que não é verdade. No equilíbrio, tanto a evaporação como a condensação ocorrem muito rapidamente, e é apenas porque ocorrem na mesma velocidade, compensando exatamente uma a outra, que nenhuma variação global ocorre, e assim nada é observado. 
A pressão exercida por um gás em equilíbrio com o seu líquido é chamada de pressão de vapor de equilíbrio do líquido, sendo conhecida mais simplesmente como a pressão de vapor do líquido, embora deva ser lembrado que este termo é aplicado somente para um sistema em equilíbrio. A pressão de vapor de um líquido depende da tendência ao escape das moléculas na fase líquida. Se as atrações intermoleculares são fracas, as moléculas podem escapar facilmente, e o resultado é o aumento na pressão de vapor. A pressão de vapor aumenta com a temperatura, pois o escape das moléculas é maior. 
Ebulição
	Se um líquido for aquecido a uma temperatura suficientemente elevada, a tendência ao escape de suas moléculas toma-se tão grande que ocorre a ebulição. A ebulição consiste na formação de bolhas de vapor (gás) no corpo do líquido. Estas bolhas são formadas quando a pressão de vapor do líquido toma-se igual à pressão externa exercida sobre o líquido pela atmosfera. O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão externa ou pressão atmosférica. Devido aos pontos de ebulição dependerem da pressão externa, aquele geralmente especificado para uma substância é o ponto de ebulição normal, definido como a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão atmosférica (pressão padrão). A água entra em ebulição a uma temperatura menor no topo de uma montanha do que se estivesse sendo aquecida ao nível do mar, porque, quando aquecida no topo da montanha, à pressão de vapor da água atinge a pressão atmosférica em uma temperatura mais baixa. É certo que a água entra em ebulição "mais rapidamente" no topo de uma montanha, porém suas batatas cozinharão mais lentamente, porque a temperatura do ponto de ebulição é menor.
CALOR DE VAPORIZAÇÃO = ∆Hvap é a quantidade de energia necessária para evaporar um mol de líquido. Quanto maior o calor de vaporização, maiores serão as forças intermoleculares no líquido.
SUPERAQUECIMENTO
De um modo ideal, um líquido entra em ebulição quando sua temperatura for aumentada o suficiente para que a sua pressão de vapor exceda a pressão atmosférica. Este é um modo simples de entender o fenômeno, porque um líquido pode em alguns casos ser aquecido até acima de seu ponto de ebulição sem ebulir. Este fenômeno é conhecido como superaquecimento. Para dar início à ebulição, devem ser formados núcleos de bolhas submicroscópicas dentro do líquido, cada um sendo constituído por apenas umas poucas dúzias de moléculas. Estas minúsculas bolhas atuam como centros de crescimento aos quais outras moléculas aderem rapidamente, formando bolhas maiores e visíveis, que crescem rapidamente, até à medida que sobem para a superfície do líquido. Um líquido puro possui um ponto de ebulição fixo e constante, mas, quando um núcleo de bolha não se forma com aquecimento contínuo, ocorre o superaquecimento. Partículas de sujeira e pequenas imperfeições servem como locais nos quais podem formar-se núcleos de bolhas, reduzindo assim a tendência ao superaquecimento.
Um líquido não permanece superaquecido indefinidamente, e eventualmente forma-se um núcleo de bolha que cresce rapidamente com uma violência quase explosiva. A transformação repentina de uma considerável quantidade de líquido em vapor abaixa abruptamente a temperatura, a medida que o calor de vaporização é consumido. O superaquecimento e consequente ebulição descontrolada podem ser reduzidos ou eliminados por adição de uma ou mais pérolas de vidro, ou pedrinhas de ebulição, no líquido. São, geralmente, pequenos cacos de porcelana ou cerâmica porosos. O ar retido nos pequenos poros pode servir como um núcleo de bolha, reduzindo a tendência de o líquido superaquecer-se.
Variação da pressão de vapor com a temperatura
	Pensando num gráfico com os valores para a pressão de vapor foram colocados no eixo das ordenadas e a temperatura no eixo das abscissas, ou utilizamos os mesmos dados, porém, coloca-se desta vez no eixo das ordenadaso logaritmo neperiano dos valores da pressão de vapor (ln P), e no eixo das abscissas o inverso dos valores de temperatura absoluta (1/T). Deste modo, o gráfico tomou-se uma linha reta, que pode ser representado por: y = mx+b
Pode ser mostrado que o coeficiente angular (slope) m da reta depende do calor de vaporização do líquido, ∆Hvap, do seguinte modo:
Onde R é a constante do gás ideal. Portanto, 
Para a vaporização, ∆Hvap é sempre um número positivo e, para a água, representa a variação de entalpia para o processo:
Agora, observe novamente a relação entre ∆Hvap e o coeficiente angular da reta. Se rearranjarmos esta relação, obtemos:
∆Hvap = –Rm
O coeficiente angular da reta é encontrado de modo convencional:
 
	
Agora, multiplicamos este valor de coeficiente angular por –R para calcularmos ∆Hvap. Devemos ser cautelosos, contudo, ao escolhermos um valor para R, o qual deve ser expresso nas unidades apropriadas. Se desejamos ∆Hvap em unidades de joules por mol, devemos utilizar R expresso em unidades correspondentes, isto é, 
R = 8,315 J K-1 mol-1. 
∆Hvap = –Rm
= - (8,315 J K-1 mol-1) (-5,16 x 103 K)
= 4,29 x 104 J mol-1, ou 42,9 kJ mol-1,
 É uma forma da equação =de Clausius-Clapeyron.
Podemos chegar a uma outra forma da equação de Clausius-Clapeyron, por substituição na forma anterior, usando valores de pressão de vapor em duas temperaturas diferentes. Se P1 é a pressão de vapor de um líquido na temperatura T1, e P2 é a pressão de vapor a T2, então:
 
Agora, subtraindo a segunda equação da primeira, obtemos:
A forma anterior da equação de Clausius-Clapeyron foi expressa em termos dos logaritmos neperianos, ou seja, logaritmos na base e (log normalmente escrito ln). Em termos dos logaritmos decimais, os logaritmos na base 10 (logl0 normalmente escrito log), as relações correspondentes são:
 
Exemplo 10.1 A pressão de vapor do etanol é 43,9 mmHg a 20,0 °C e 352,7 mmHg a 60,0 °C. Qual é o calor de vaporização molar do etanol?
Solução: Vamos denominar a temperatura mais alta de T2, e a mais baixa de T1. Convertendo os valores de temperatura para a escala absoluta, temos:
T1 = 20,0 + 273,2 = 293,2 K
T2 = 60,0 + 273,2 = 333,2 K
P1 = 43,9 mmHg
P2 = 352,7 mmHg
R = 8,315 J K-1 mol-1
Antes de substituir os valores na equação de Clausius-Clapeyron, vamos rearranjá-la de modo a tomá-la aritmeticamente mais simples:
Portanto,
Exemplo 10.2 Usando o calor de vaporização obtido no Exemplo 10.1, calcule a pressão de vapor do etanol a 0,0°C.
Solução:
 
Exemplo 10.3 Usando os dados obtidos no Exemplo 10.1, determine o ponto de ebulição normal do etanol.
Solução: Uma vez que o ponto de ebulição normal é a temperatura na qual a pressão de vapor toma-se igual a 1 atm, ou 760 mmHg.
P1 = 352,7 mmHg
P2 = 760 mmHg
T1 = 60,0 + 273,2 = 333,2K
T2 = ?
∆Hvap = 4,231 x 104 J mol-1
R = 8,315J K-1 mol-1
Em graus Celsius, o valor é 350,8 - 273,2, ou 77,6°C.
EQUILÍBRIO SÓLIDO-LÍQUIDO
CONGELAMENTO
Para diminuir a temperatura de uma substância, energia deve ser removida, possibilitando a redução da energia cinética média das partículas. Se suficiente energia for removida de um líquido, a temperatura eventualmente decresce até o ponto de congelamento. Congelamento e fusão são processos opostos e, para qualquer substância, estes ocorrem na mesma temperatura enquanto o sistema estiver em equilíbrio. Para a água, 
As temperaturas de congelamento (e fusão) variam com a pressão em um grau menor que as temperaturas de ebulição; por exemplo, o ponto de congelamento da água decresce menos que 0,01°C em resposta a uma variação de pressão de uma atmosfera. Em uma pressão exatamente igual a 1 atm, o ponto de congelamento (ou fusão) de uma substância é denominado seu ponto de congelamento normal (ou ponto de fusão normal).
CALOR DE FUSÃO
 	A quantidade de calor necessária para fundir um mol de um sólido é chamada calor de fusão molar, ∆Hfus e é igual à entalpia de um mol do líquido menos a entalpia de um mol do sólido. Para o processo inverso, o congelamento de um mol de água líquida, o calor deve ser retirado, assim o valor fica negativo. Onde ∆Hcrist é o calor de cristalização, solidificação ou congelamento molar. 
SUPERCONGELAMENTO
Quando energia suficiente é retirada de um líquido para resfriá-lo ao seu ponto de congelamento, o líquido começa a congelar, ao menos teoricamente. Na verdade, é normal a temperatura ultrapassar o ponto de congelamento antes que a solidificação tenha início. Este fenômeno é conhecido como supercongelamento. Para que um liquido congele com a remoção de calor a partir de seu ponto de congelamento, umas poucas moléculas devem ocasionalmente se aproximar umas das outras para formar um minúsculo núcleo cristalino de crescimento, o começo de um cristal maior. É mais provável as moléculas no líquido aderirem inicialmente a uma superfície organizada de um pequeno cristal da que formar a cristal em si. Quando um líquido supercongela, sua temperatura diminui a um valor abaixo do ponto de congelamento, até que um núcleo de crescimento se forme em algum lugar dentro da liquido. Em seguida, ocorre a cristalização, em geral muita rapidamente e com frequência, acompanhada pela liberação de uma quantidade de calor, o calor de cristalização. 
Uma técnica eficiente para agilizar a cristalização de substancias no laboratório consiste na adição de uma pequena semente de cristal do sólido, se for possível isto geralmente promove a cristalização rápida devido a uma pequena superfície do retículo cristalino oferecer-se como suporte, facilitando o crescimento da cristal.
VIDROS
Os líquidos podem ser supercongelados a temperaturas muita abaixo de seus pontos de congelamento por resfriamento brusco. Se for removido suficiente calor, o movimento das moléculas torna-se tão lento que a probabilidade das moléculas coalescerem dentro dos retículos cristalinos torna-se muito pequena. Neste ponto, a viscosidade torna-se tão alta que a fluidez é praticamente nula, e o líquido torna-se semelhante a um sólido - duro e rígido, com forma constante. Líquidos altamente supercongelados são com frequência chamados vidros ou sólidos amorfos (pois distinguem-se dos cristalinos por não terem uma estrutura totalmente organizada). 
Viscosidade e tensão superficial											Como consequência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades especiais. Alguns insetos, por exemplo, podem andar sobre ela. Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água. Isto se deve à tensão superficial da água: uma propriedade que faz com o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. 												Este fenômeno pode ser observado em quase todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. A razão é que as moléculas de água interagem muito mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar, na interface. As moléculas que estão no interior da gota, por exemplo, interagem com outras moléculas em todas as direções; as moléculas da superfície, por outro lado, interagem somente com moléculas que estão nas suas laterais ou logo abaixo.														A tensão superficial é a medida da resistência do filme que parece cobrir a superfície de um líquido. Em outras palavras, é a tendência das moléculas serem puxadas para o corpo do líquido. A água tem interações fortes com papel, madeira ou tecido porque as moléculas da superfície desses materiais forma ligações de hidrogênio que podem substituir algumas das ligações de hidrogênio das moléculas de água. Como resultado, a água maximiza seu contato com esses materiais e se espalha sobre eles (ela molha). 												A ação capilar, a elevação de líquidos em tubos estreitos, ocorre quando existem atrações favoráveis entre as moléculas do líquido e a superfície interna do tubo. Essas atrações são forças de adesão (forças que mantém juntas uma substância e uma superfície). Elas sãodistintas das forças de coesão (forças que unem as moléculas de uma substância para formar um material). O menisco de um líquido é a superfície curva que se forma num tubo estreito. A água forma um menisco que curva-se para cima nas bordas (forma côncava) porque as forças adesivas entre as moléculas de água e os átomos de oxigênio e grupos –OH da superfície do vidro são comparáveis às forças coesivas das moléculas de água. Assim, a água tende a se espalhar sobre a maior área possível do vidro. O menisco do mercúrio curva-se para baixo, descendo as paredes (forma convexa); indicando que as forças coesivas entre os átomos de mercúrio são mais fortes que as forças entre os átomos de mercúrio e os átomos da superfície do vidro, e, por isso, o líquido tende a reduzir o contato com o vidro. 			A resistência que os líquidos reais apresentam ao escoamento recebe o nome de viscosidade. Os efeitos da viscosidade são diferentes dependendo da maneira como o líquido flui. Quanto maior a viscosidade de um líquido, mais lentamente ele flui. Quando as forças intermoleculares são fortes, as moléculas se movimentam menos e assim a viscosidade é maior. A viscosidade normalmente diminui com o aumento da temperatura. 
ESTRUTURA DOS SÓLIDOS
	Quando a temperatura é tão baixa, que o movimento das moléculas dos líquidos não superam as forças intermoleculares, elas tendem a formar sólidos. 
Classificação dos sólidos
- Sólidos amorfos = possuem estrutura desordenada a longo alcance. 
- Sólidos cristalinos = possuem ordem de longo alcance, pois seus íons, átomos ou moléculas estão num arranjo ordenado chamado retículo, cuja estrutura é detectada pela difração de raios X. Subdividem-se em:
* Sólidos metálicos (metais) = cátions unidos por um “mar” de elétrons;
* Sólidos iônicos = atração mútua de cátions e ânions;
* Sólidos moleculares = conjunto de moléculas discretas unidas por forças intermoleculares;
* Sólidos reticulares = átomos ligados a seus vizinhos por covalência. 
Sólidos metálicos
Os cátions de um metal mantem-se em posição pela interação com o “mar” de elétrons que os circunda. Considera-se como esferas rígidas empilhadas, uma estrutura de empacotamento compacto com o mínimo espaço livre. O empilhamento ocorre assim: na primeira camada (A), cada esfera fica no centro de um hexágono formado por outras esferas. As da segunda camada (superior) (B) encontram-se nas depressões da primeira camada. A terceira camada de esferas pode ser adicionada de duas maneiras. No primeiro arranjo, as esferas ficam nas depressões que estão diretamente sobre as esferas da primeira camada, duplicando a camada A, e a próxima camada duplica a camada B, resultando num arranjo ABABAB... = estrutura hexagonal de empacotamento compacto, que tem número de coordenação = 12 (número de vizinhos mais próximos de um átomo), sendo esse, o número máximo de coordenação para empacotar esferas idênticas. 									No segundo arranjo, as esferas da terceira camada encontram-se nas depressões da segunda camada, que não estão diretamente sobre os átomos da primeira camada, resultando numa estrutura padrão ABCABC...= estrutura cúbica de empacotamento compacto, cujo número de coordenação também é 12. Os espaços vazios são chamados de “buracos”. 
 
Ou seja, 74% do metal é ocupado por esferas e 26% é espaço vazio. A mobilidade dos elétrons de valência que constituem esse gás de elétrons livres é que torna os metais bons condutores de eletricidade.														Os buracos das estruturas podem ser preenchidos com átomos menores para formar ligas. Um metal que adota uma estrutura compacta utilizará o empacotamento que tiver a menor energia, levando alguns elementos a adotarem um arranjo totalmente diferente para isso. 
Células unitárias = menor unidade que quando empilhada repetidamente pode produzir um cristal inteiro. 													Todas as estruturas cristalinas podem ser expressas por 14 padrões básicos = 14 retículos de Bravais. 
 		Conta-se o número de átomos em uma célula unitária verificando-se como estão partilhados com as células vizinhas. A melhor maneira de determinar uma célula unitária é pela técnica de difração de raio X, que dá uma figura de difração característica para cada célula unitária. Mas um procedimento simples é descobrir pela densidade do metal. Primeiro são calculadas, depois comparadas com resultados experimentais para determinar que a estrutura explica a densidade observada. Como a densidade é uma propriedade intensiva (não depende da massa da amostra) ela é a mesma tanto para a célula unitária quanto para todo o metal. Os arranjos hexagonal e cúbico não podem ser distinguidos dessa maneira, pois ambos tem número de coordenação 12, tendo, portanto, a mesma densidade. 
Estruturas Iônicas
	Para modelar sólidos iônicos é preciso empacotar as esferas de raios diferentes e cargas opostas, pois cada célula unitária deve ser neutra. A rede está formada por íons alternadamente positivos e negativos, resultantes da transferência de um elétron (ou mais) de um tipo de átomo para o outro; e a estabilidade da rede cristalina é mantida pela atração eletrostática entre os íons presentes. Um exemplo é a estrutura de sal de rocha = forma mineral do cloreto de sódio. Nela, os íons Cl- ficam nos vértices e nos centros das faces de um cubo, formando um cubo de face centrada. O cristal é um arranjo tridimensional de um número muito grande desses pequenos cubos. Os ânions ficam fora do contato uns com os outros e reduz a repulsão, abrindo buracos suficientemente grandes para acomodar os íons Na+. 							O número de coordenação de um sólido iônico é o número de íons de carga oposta que circundam imediatamente um determinado íon. Na estrutura de sal de rocha, os números de coordenação dos cátions e ânions são ambos 6. Os íons se empacotam na estrutura cristalina regular que corresponde a energia mais baixa. A estrutura adotada depende da razão radial entre cátion e ânion. A razão radial, ρ, é definida como:
 
E é uma indicação do tipo de estrutura a esperar. 
	Quando os raios dos cátions e dos ânions são semelhantes e ρ>0,7, um número maior de ânions pode se ajustar em redor de cada cátion o que reduz a energia potencial dos íons da estrutura, formando uma estrutura típica de cloreto de césio, que apresenta um número de coordenação = 8. 
Quando a razão radial é <0,4, os buracos tetraédricos podem ser preenchidos, como a estrutura blenda de zinco, cujo número de coordenação é 4. 								Quando a ligação não é puramente iônica, o empacotamento torna-se diferente e os íons ficarão em posições específicas em volta um do outro. 
Sólidos moleculares
	As propriedades físicas dos sólidos moleculares dependem das energias das forças intermoleculares. Eles são normalmente menos duros que os sólidos iônicos e fundem-se em temperaturas mais baixas. Podem ser macios (graxa de parafina), resistentes (polietileno de densidade ultraelevada) ou quebradiços (sacarose). Como as moléculas tem formas muito variadas, se empacotam de várias maneiras diferentes. Os gases nobres, gases comuns como o oxigênio e o hidrogênio e muitos compostos orgânicos formam sólidos moleculares desse tipo. Em alguns sólidos moleculares as moléculas são polares, como no caso do gelo, por exemplo. As moléculas de água são polares porque, em cada uma delas, o átomo de oxigênio atrai mais para perto de si os elétrons que constituem as ligações covalentes com os átomos de hidrogênio. Então, a parte de uma molécula correspondente ao átomo de oxigênio é negativa e as partes correspondentes aos átomos de hidrogênio, positivas. A ligação entre as moléculas, chamada ligação de hidrogênio, se dá pela atração eletrostática entre a parte negativa de uma molécula e a positiva de outra. Os sólidos moleculares têm uma condutividade elétrica muito baixa (são isolantes).
Sólidos reticulares
São sólidos mantidos por ligações covalente fortes, formando uma rede que se estende por todo o sólido. Isso faz com que sejam materiais rígidos muito duros, com pontos de ebulição e fusãoelevados. 					A estrutura cristalina de um sólido covalente fica definida pela direcionalidade da ligação covalente. Por exemplo, os átomos tetravalentes do carbono, germânio e silício formam ligações covalentes nas combinações moleculares. Cada um desses átomos tem quatro elétrons na camada eletrônica mais externa, ou seja, tem quatro elétrons de valência, cujos orbitais são orbitais híbridos s-p3. Nesse tipo de estrutura, organizada por ligações covalentes, cada elétron está fortemente ligado, de modo que não existem elétrons livres para participar de qualquer processo de condução e os sólidos covalentes têm uma condutividade elétrica muito baixa (são isolantes). Materiais cerâmicos tendem a formar sólidos reticulares. 
 
 
Propriedades dos sólidos
	Os sólidos são formas densas da matéria porque seus átomos, íons e moléculas estão em um arranjo regular e compacto. Os metais são, com frequência, mais densos do que os outros tipos de sólidos porque o empacotamento é mais compacto. Os sólidos iônicos têm pontos de fusão mais altos do que os moleculares porque as forças interiônicas são muito mais fortes do que as intermoleculares. Os sólidos reticulares têm pontos de fusão muito mais altos porque eles não se fundem até que as ligações covalentes entre os átomos sejam rompidas. As ligações metálicas são relativamente fortes. Como resultado, a maior parte dos metais têm pontos de fusão elevados e servem como materiais resistentes e fortes para a construção. Todos os metais conduzem eletricidade devido à mobilidade dos elétrons, que mantém unidos os átomos. Os sólidos iônicos, moleculares e reticulares são, tipicamente, isolantes elétricos ou semicondutores, mas existem exceções. 							O brilho característico dos metais se deve à mobilidade de seus elétrons. Uma onda de luz incidente é um campo eletromagnético oscilante. Quando atinge a superfície, o campo elétrico da radiação empurra os elétrons móveis para frente e para trás. Esses elétrons oscilantes emitem luz na mesma frequência = brilho (remissão da luz incidente). Ou seja, a luz vermelha refletida por um objeto metálico é vermelha e a luz azul é refletida como azul; isso explica por que a imagem em um espelho (uma cobertura fina de metal sobre vidro) é um retrato fiel do objeto refletido. 					A mobilidade dos elétrons explica a maleabilidade = mudança de forma sob pressão; e a ductilidade = capacidade de se transformar em fios. Como os cátions estão cercados por um “mar” de elétrons, existe pouco caráter direcional da ligação, significando que um cátion e seus vizinhos podem trocar de lugar sem muito esforço. A pancada de um martelo pode mudar um número muito grande de cátions de lugar e os elétrons se ajustam rapidamente para assegurar que os átomos não sejam ejetados e permaneçam nas suas novas posições. Os sólidos iônicos são relativamente quebradiços: a interação entre os íons se perde quando um grupo deles se move sob a ação de um golpe de martelo. 	As diferentes maleabilidades dos metais podem ser atribuídas às suas estruturas cristalinas. A estrutura cristalina de um metal te, tipicamente, planos de deslizamento = plano de átomos que deslizam uns sobre os outros sob pressão. 
Ligas = materiais metálicos que são misturas de dois ou mais metais com raios diferentes. 
- Homogêneas = átomos de elementos diferentes se distribuem uniformemente (latão, bronze) 
- Heterogêneas = misturas de fases cristalinas com composições diferentes (amálgamas de mercúrio, solda de estanho-chumbo)
* Liga substitucional = quando átomos de um metal são substituídos por outro com raio atômico semelhante. Esses átomos distorcem o retículo e dificulta o fluxo de elétrons e deslizamento dos átomos = baixa condutividade elétrica e térmica, porém são mais duros e mais fortes que o metal puro.
* Liga intersticial = quando os átomos do elemento soluto (raio 60% menor que do átomo hospedeiro) entram nos interstícios do retículo formado por átomos do metal que tem maior raio atômico. Ocorre interferência eletrônica e torna a liga mais dura e mais forte que o metal hospedeiro puro. 
Cristais líquidos = escoam como líquidos viscosos, mas suas moléculas ficam num arranjo moderadamente ordenado. Suas propriedades podem ser alteradas por campos elétricos e mudanças de temperatura. São anisotrópicos = têm propriedades que dependem da direção da medida da propriedade. A viscosidade dos cristais líquidos é menor na direção paralela às moléculas: é mais fácil para as moléculas em forma de bastão comprido escorregarem ao longo dos eixos principais do que se moverem nas direções perpendiculares. Os materiais isotrópicos têm propriedades que não dependem da direção da medida (viscosidade igual em todas as direções).							As três fases de cristais líquidos diferem no arranjo das moléculas. 
 
Obs: Nemática = paralelas mas atrasadas umas em relação às outras. 
Eles também podem ser classificados pelo modo de preparação. Os termotrópicos são fabricados pela fusão da fase sólida, tornam-se líquidos isotrópicos ao serem aquecidos acima de uma temperatura característica, porque as moléculas adquirem energia suficiente para vencer as atrações que restringem seus movimentos. Os liotrópicos são estruturas em camadas que resultam da ação de um solvente sobre um sólido ou líquido.