Conteúdo Interativo Aula 1: Estados de agregação da matéria

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Físico-química aplicada à farmácia
Aula 1: Estados de agregação da matéria
Apresentação
Você certamente já encheu uma forma de gelo com água e colocou para congelar. Talvez já tenha observado o vapor que
escapa da panela enquanto estava cozinhando. Nessas duas situações ocorrem mudanças no estado da matéria.
Nesta aula, analisaremos como ocorrem essas mudanças de estado. Estudaremos, também, as forças intermoleculares, o
estado gasoso e os gases ideais.
Objetivos
Descrever os estados da matéria e como ocorrem as mudanças de estado;
Identi�car as características de um gás ideal;
Aplicar a lei dos gases ideais para descrever o comportamento desses gases.
Estados da matéria
O estado físico em que a matéria se apresenta depende da proximidade das partículas que as constituem. Essa proximidade
está relacionada à Força de Coesão, que é a responsável pela aproximação das moléculas e à Força de Repulsão, responsável
pelo afastamento das moléculas.
Vamos analisar agora os três estados da matéria: sólido, líquido e gasoso.
Estado sólido
Quando a força de coesão é maior do que a de repulsão, a
substância estará na fase sólida.
O estado sólido possui as seguintes características:
Forma própria;
Apresentam volume constante à temperatura
constante;
Difícil de comprimir.
Estado líquido
O estado líquido é um estado intermediário entre os estados
sólido e o gasoso. Nele, as moléculas estão mais soltas e se
movimentam mais do que no estado sólido.
As substâncias no estado líquido não possuem uma forma
de�nida, mas adotam a forma do recipiente que as contém,
porque as moléculas deslizam umas sobre as outras.
O estado líquido possui as seguintes características:
Possui a forma do recipiente que o contém;
Apresentam volume constante à temperatura
constante;
Difícil de comprimir.
Estado gasoso
O estado gasoso é uma forma de agregação da matéria na
qual as substâncias mantêm suas moléculas bem
separadas umas das outras, com suas forças de atração
muito baixas, quando comparadas aos estados sólido e
líquido.
Uma substância no estado gasoso tende a ocupar todo
espaço disponível, de forma que a ausência de forma ou
volume �xos é o fator qualitativo mais característico a essas
substâncias nesse estado.
O estado gasoso possui as seguintes características:
Possui a forma do recipiente que o contém;
Apresentam volume do recipiente que o contém;
Fácil de comprimir.
Mudanças de estado físico
A matéria pode apresentar-se em qualquer estado físico, dependendo dos fatores pressão e temperatura.
As mudanças de estado físico da matéria ocorrem com o aumento ou a diminuição de temperatura e apresentam nomes
característicos, como podemos veri�car no esquema a seguir:
Forças intramoleculares e intermoleculares
Nas moléculas e aglomerados iônicos, existem duas forças de naturezas distintas:
Forças intramoleculares
Ocorrem no interior de uma molécula, tais
como:
Ligações iônicas.
Covalentes ou moleculares.
Metálicas.

Forças intermoleculares
São as responsáveis por manterem as
moléculas unidas nos diferentes
compostos. In�uem sobre o estado físico e
a temperatura das mudanças de estado
substâncias.
A natureza dessa força de atração é
elétrica, ou seja, parte do princípio de que
cargas de mesmos sinais sofrem repulsão
e de sinais contrários sofrem atração.
A imagem a seguir apresenta o funcionamento das forças intramoleculares:
Existem três tipos de forças intermoleculares, que estuaremos a partir de agora na ordem de maior força para menor força.
1. Ligações de hidrogênio
A ligação de hidrogênio é a força intermolecular mais intensa que ocorre quando o átomo de hidrogênio está ligado ao Flúor, ao
Oxigênio e ao Nitrogênio, que são os três elementos químicos mais eletronegativos da tabela periódica.
A alta eletronegatividade desses três átomos faz com que atraiam para si o elétron da ligação covalente com o átomo de
hidrogênio, que é um elemento bem menos eletronegativo.
ELEMENTO ELETRONEGATIVIDADE
F 4
N 3,5
O 3,0
H 2,1
Dessa forma, o hidrogênio adquire uma carga parcial positiva, enquanto o átomo mais eletronegativo (F, O ou N) �ca com carga
parcial negativa.
A interação entre o hidrogênio carregado positivamente de uma molécula com o átomo carregado negativamente da molécula
vizinha gera uma força elétrica de atração que as mantém unidas fortemente.
Um exemplo da ligação de hidrogênio é mostrado na �gura a seguir, em que a molécula da água está esquematizada, de forma
que conseguimos visualizar a formação das pontes entre Oxigênio e Hidrogênio.
Outro bom exemplo da presença das ligações de hidrogênio está na molécula do DNA, em que a dupla hélice do DNA �ca
ligada uma a outra por ligações de hidrogênio entre as bases nitrogenadas Guanina e Citosina, assim como Adenina e Timina,
como podemos observar nas �guras a seguir.
2. Dipolo permanente
O dipolo permanente é a segunda maior força em grau de intensidade. As moléculas polares exempli�cam bem este tipo de
força intermolecular, pois nelas existem dipolos permanentes, ou seja, elas são permanentemente carregadas.
Esse tipo de molécula pode ser descrito como aquelas que apresentam polos (positivo e negativo) e unem-se por meio desses
polos, ou seja, o polo positivo de uma molécula liga-se ao polo negativo da outra, como demonstrado na �gura a seguir.
Observe o dipolo permanente existente entre as moléculas de HCl.
3. Dipolo induzido
É a força intermolecular de menor intensidade e ocorre em moléculas apolares.
Como as eletrosferas dos átomos contêm elétrons, essas cargas elétricas negativas causam a repulsão entre suas
eletrosferas. Dessa forma, a molécula �ca com mais elétrons de um lado do que do outro, �cando por um instante polarizada e,
por indução elétrica, provocará a polarização da molécula vizinha. O resultado será a atração entre eles.
Já que as interações aconteceram apenas momentaneamente, essa interação dipolo induzido é conhecida também como
dipolo induzido - dipolo instantâneo, que também é conhecida por Força de Van der Waals ou Forças de London.
 Interação de dipolo induzido.
É importante ressaltar a ordem de intensidade das forças intermoleculares:
Resumindo, o dipolo induzido é menos intenso do que o dipolo permanente,
que tem força intermediária, mas que é de menor intensidade do que a
ligação de hidrogênio.
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Ligações intermoleculares e pontos de ebulição
Quando uma determinada substância absorve ou libera energia na forma de calor, ela muda de estado físico. Dependendo do
tipo de interação existente entre as partículas que formam a substância, isto é, dependendo da intensidade das forças
intermoleculares, a quantidade de energia necessária para provocar a mudança de estado físico varia.
Caso a força intermolecular seja bem intensa (como é o caso da ligação de hidrogênio), precisará de mais energia, ou seja,
precisaremos fornecer bastante calor para mudá-la de estado físico e vice-versa.
É possível concluir que, quanto mais intensa for a força intermolecular,
mais difícil será separar as moléculas e, consequentemente, mais
calor deve-se fornecer para separá-las e transformar a substância do
estado físico líquido para vapor.
O ponto de ebulição (P.E.) de uma substância é in�uenciado pela força
intermolecular existente entre suas moléculas: quanto mais intensa for esta força
maior será a temperatura de ebulição.
Veja a correlação entre a força intermolecular e a temperatura de ebulição:
Estudo dos gases
A de�nição de gás diz que uma substância deve estar nesse estado físico sem necessidade de aumento de temperatura ou
redução de pressão, ou seja, certa substância deverá apresentar-se no estado gasoso, quando nas CNTP (0ºC e 1 atm), caso
contrário poderá ser classi�cada como vapor, mas não como gás.
No estado gasoso, a intensidade da força de repulsão será sempre superior
à da de coesão, fazendo com que este estado físico seja variável em relação
à sua forma e ao seu volume.
Quando uma substância no estado gasoso sofreruma variação de volume e de temperatura, a pressão do gás também poderá
sofrer variação. Logo, é possível a�rmar que há uma dependência entre as três grandezas físicas:
A temperatura em Kelvin (T), a pressão (P) e o volume (V) são chamadas de variáveis de estado de um gás ideal e as
equações que contenham as três variáveis são chamadas de equações de estado do gás.
Na maioria dos casos, utilizamos um modelo teórico para os gases, chamado de gás ideal, que possui as seguintes
características:
1
As partículas de um gás ideal têm tamanho desprezível e
movem-se desordenadamente, em um movimento chamado
de movimento Browniano.
2
Essas partículas não exercem atração entre si, ou seja, não
interagem, exceto durante as colisões.
3
Elas apresentam volume próprio total desprezível, em
comparação ao volume ocupado pelo gás.
Todos os gases existentes na natureza são gases ditos reais, a não ser que estejam em condições de pressão e de
temperatura particulares. Ao contrário dos gases ideais, os gases reais não podem ser explicados e modelados inteiramente
usando-se a lei dos gases ideais. Os gases nobres, por serem gases atômicos, não formando moléculas em condições
ambientes, são mais próximos dos gases ideais.
Modelos de gases reais tem de ser usados próximos dos pontos de condensação dos gases, próximo do ponto crítico, a
altíssimas pressões, e em alguns outros casos menos usuais.
Atenção
Em resumo, para considerar um gás ideal é necessário:
Desprezar as forças intermoleculares;
Desprezar o volume das moléculas.
Atividade
1. (Adaptado de SILVA, 2019) Como você de�niria um gás?
a) Gás é um fluido que não possui as propriedades de compressibilidade e expansibilidade, portanto ocupa somente uma porção do
volume em que está contido.
b) Gás é um líquido cujas moléculas que o constituem estão bastante espaçadas umas das outras.
c) Gás é um fluido que apresenta somente a propriedade de expansibilidade.
d) Gás é um fluido que sofre ação da gravidade e não possui propriedades de compressibilidade.
e) Gás é um fluido que possui as propriedades de compressibilidade e expansibilidade e que tende a ocupar todo o espaço onde está
contido.
Leis dos gases ideais
As leis que regem os gases ideais são:
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A Lei de Boyle pode ser enunciada da seguinte forma:
 
“Em um sistema fechado em que a temperatura é mantida constante, veri�ca-se que determinada massa de gás ocupa
um volume inversamente proporcional à sua pressão”.
Como essa transformação ocorre em temperatura constante, ela é chamada de isotérmica. Quando há amento de
pressão sobre um gás, ocorre a diminuição do seu volume e vice-versa. Matematicamente a lei de Boyle diz que:
pV = k (constante)
p = pressão e V= volume
Onde k é uma constante que depende da massa, temperatura e da natureza desse gás.
Isso pode ser observado por meio dos dados na tabela abaixo:
Observando os valores que constam na tabela, que mostra como o produto PV é constante em transformações
isotérmicas, podemos chegar à seguinte conclusão matemática:
P . V = k    e    P . V = k
Então:
P . V = P . V
O grá�co da transformação isotérmica obtido é:
Nesse grá�co é possível observar que diferentes temperaturas originam diferentes hipérboles, que são chamadas de
isotermas e que, com o aumento da pressão, ocorre uma diminuição de temperatura.
Lei de Boyle 
Pressão (atm) Volume (mL) Produto P.V
2 600 1200
4 300 1200
6 200 1200
8 150 1200
1 1 2 2
1 1 2 2
A lei de transformação isocórica ou transformação isovolumétrica está relacionada ao comportamento dos gases quando
submetidos a um volume constante e foi de�nida pelo cientista Gay-Lussac como:
“A pressão e temperatura de um gás sempre serão diretamente proporcionais, desde que o volume seja constante.”
Essa lei de Gay-Lussac pode ser empregada pela relação matemática a seguir:
A partir dessa relação matemática, é possível determinar, então: a pressão inicial (Pi) ou �nal (Pf) ou temperatura inicial
(Ti) e �nal (Tf) a que um gás está sendo submetido.
Matematicamente, a lei de Gay-Lussac diz que:
 (𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒)    ou    
É possível a�rmar que se aumentarmos a temperatura dentro de um recipiente (volume constante) a pressão também irá
aumentar, em função do aumento das colisões entre as moléculas do gás. O volume se mantém, mas a pressão aumenta.
O grá�co da transformação isovolumétrica é obtido. Logo, �ca claro que a temperatura e o volume são inversamente
proporcionais, ou seja, que, com o aumento da pressão, ocorre uma diminuição de temperatura:
Lei de Gay-Lussac 
  =  kP
T
  =  kP
T
  =  
P1
T1
P2
T2
A lei de Charles basicamente descreve o comportamento de um gás ideal quando seu volume é mantido constante. Essa
transformação é chamada de isocórica ou isovolumétrica.
Essa lei pode ser enunciada como:
“Para uma massa �xa de gás, mantida a volume constante, a pressão exercida pelo gás é diretamente proporcional à
temperatura absoluta.”
Desta forma, a lei de Charles pode ser expressa matematicamente como:
P = K . T
Logo:
O grá�co da transformação isovolumétrica é obtido e ele mostra que a relação entre essas duas variáveis é direta, o que
signi�ca que, se dobrarmos a temperatura, o volume ocupado pelo gás também dobrará, ou, se diminuirmos a
temperatura, o volume do gás também diminuirá na mesma proporção.
Lei de Charles 
  =  k,         =  k 
P1
T1
P2
T2
→     =  
P1
T1
P2
T2
 
O cientista chamado Clapeyron conseguiu sintetizar as três leis dos gases ideais em apenas uma equação. A designada
equação de Clapeyron diz que:
PV = nRT
Onde:
n = número de mols presente no gás.
n= massa/ massa molar.
R = constante universal dos gases perfeitos = 0,082 l.atm/mol.K.
V = volume do gás em Litro (L).
P = pressão do gás em atmosferas (atm).
Equação de Clayperon 
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Considere certo gás, contido em um recipiente fechado por um êmbolo móvel, sendo, assim, possível a variação do seu
volume. Como o recipiente é fechado, o número de mols presente é constante. Logo:
Ao multiplicarmos duas constantes n e R, o valor encontrado deve ser constante, então:
(1): 
(2): 
Essa equação relaciona os valores das variáveis de estado de dois estados quaisquer de um gás ideal (1 e 2), supondo
que a massa permanece constante durante o processo de variação de pressão, volume e temperatura, isto é, durante a
transformação gasosa ocorrida.
Lei dos gases ideais 
pV   =  nRT   ⇒     =  nR  =  cons tan te
pV
T
 .     =  n .  R .  p1 V1 T1
  =  n .  R
 . p1 V1
T1
 .     =  n .  R .  p2 V2 T2
  =  n .  R
 . p2 V2
T2
  =  
 . p1 V1
T1
 . p2 V2
T2
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Atividade
2. (SILVA, 2019) Se dois mols de um gás, à temperatura de 27ºC, ocupam um volume igual a 57,4 litros, qual é, aproximadamente,
a pressão desse gás? (Adote R = 0,082atm.L/mol.K).
a) ≈ 0,76 atm
b) ≈ 0,86 atm
c) ≈ 1,16 atm
d) ≈ 8,16 atm
e) ≈ 0,66 atm
3. (FOGAÇA, 2019) Mediu-se a temperatura de 20L de gás hidrogênio (H ) e o valor encontrado foi de 27ºC a 700mmHg. O novo
volume desse gás, a 87ºC e 600mmHg de pressão, será de:
2
a) 75L.
b) 75,2L.
c) 28L.
d) 40L.
e) 38L.
4. (FERREIRA, 2019) Em um recipiente fechado, certa massa de gás ideal ocupa um volume de 12 litros a 293k. Se este gás for
aquecido até 302k, sob pressão constante, seu volume será:
a) 12,37L
b) 13,37L
c) 14,37L
d) 12L
e) 13L
5. (FERREIRA, 2019).
O grá�co mostra a isoterma de uma quantidade de gás que é levado de um estado 1 para um estado 2. O volume do estado 2,
em litros, é:
a) 2L
b) 4,5L
c) 6L
d) 4L
e) 3L
Referências
ATKINS, P.; PAULA, J.; SMITH, D. Físico-química: fundamentos. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018.
LEVINE, Ira. Físico-química. Rio de Janeiro: LTC, 2012.
FERREIRA, Nathan Augusto. Exercícios sobre transformações gasosas. Brasil Escola. Disponível em:
https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-�sica/exercicios-sobre-transformacoes-gasosas.htm. Acessoem: 21 out.
2019
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Exercícios sobre equação geral dos gases. Brasil Escola. Disponível em:
https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-quimica/exercicios-sobre-equacao-geral-dos-gases.htm. Acesso em: 21
out. 2019.
SILVA, Domiciano Correa Marques da. Exercícios sobre gás ideal. Brasil Escola. Disponível em:
https://exercicios.brasilescola.uol.com.br/exercicios-�sica/exercicios-sobre-gas-ideal.htm. Acesso em: 21 out. 2019.
Próxima aula
Gases reais;
Misturas gasosas.
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