líquidos, sólidos, mudanças de estado

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Uma comparação entre gases,Uma comparação entre gases,
líquidos e sólidoslíquidos e sólidos
• As propriedades físicas das substâncias entendidas em termos de teoria cinética molecular:
– Os gases são altamente compressíveis, assumem a forma e o volume do recipiente: 
• As moléculas de um gás estão separadas e não interagem muito entre si.
– Os líquidos são quase incompressíveis, assumem a forma, mas não o volume do 
Uma comparação entre gases,Uma comparação entre gases,
líquidos e sólidoslíquidos e sólidos
– Os líquidos são quase incompressíveis, assumem a forma, mas não o volume do 
recipiente:
• As moléculas de líquidos são mantidas mais próximas do que as moléculas de 
gases, mas não de maneira tão rígida de tal forma que as moléculas não 
possam deslizar umas sobre as outras.
– Os sólidos são incompressíveis e têm forma e volume definidos:
• As moléculas de sólidos estão mais próximas. As moléculas estão unidas de 
forma tão rígida que não conseguem deslizar facilmente umas sobre as outras.
Uma comparação entre gases,Uma comparação entre gases,
líquidos e sólidoslíquidos e sólidos
• Qual a diferença, em termos moleculares,
dos estados físicos da matéria? 
– Compressibilidade
– Sólido e Líquido – Praticamente incompressíveis
– Gasoso – Compressível (espaço vazio)
– Velocidade de Difusão
Uma comparação entre gases,Uma comparação entre gases,
líquidos e sólidoslíquidos e sólidos
– Velocidade de Difusão
– Gasoso > Líquido > Sólido
. 
O gás percorre maior 
caminho a cada colisão do 
que o líquido.
Num sólido as moléculas 
estão fortemente 
compactadas, são 
mantidas rigidamente no 
mesmo lugar. Apenas 
vibram.
• Viscosidade
Resistência de um líquido para fluir.
. 
Pode ser medida ao se marcar quanto 
tempo determinada quantidade de líquido 
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
tempo determinada quantidade de líquido 
leva para fluir por um tubo fino sob a força 
gravitacional.
Quanto maior a viscosidade, mais 
lentamente ele flui.
Relaciona-se com a facilidade de 
moléculas individuais de líquido poderem 
mover-se em relação as outras.
-Forças atrativas; 
-Características estruturais;
-Temperatura.
Viscosidade
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
• Tensão Superficial
. 
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
O estado de menor energia (mais estável) para um dado volume de líquido é 
quando a sua área superficial é mínima. Isto corresponde ao menor número de 
moléculas superficiais com alta energia. A forma que satisfaz esta condição é uma 
esfera e é por isso que as gotas da chuva são aproximadamente esféricas. 
Tensão superficial
• As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no 
sentido das moléculas volumosas.
– Conseqüentemente, as moléculas da superfície estão mais 
densamente empacotadas do que as moléculas volumosas.
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
densamente empacotadas do que as moléculas volumosas.
• A tensão superficial é a energia necessária para aumentar a área 
superficial de um líquido.
• As forças de coesão ligam as moléculas entre si.
• As forças de adesão ligam as moléculas a uma superfície.
• Evaporação
. 
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
Se algumas moléculas rápidas possuírem energia cinética suficiente para superar 
as forças atrativas dentro do líquido ou sólido, elas poderão escapar através da 
superfície para o estado gasoso – elas evaporam.
Resultando em um decréscimo na temperatura do líquido.
• Evaporação
. 
Temperatura
Área superficial
Intensidade das atrações intermoleculares
Algumas propriedades Algumas propriedades 
dos líquidosdos líquidos
Mudanças físicas e químicas
• Quando uma substância sofre uma mudança física, sua aparência 
física muda. 
– O derretimento do gelo: um sólido é convertido em um líquido.
MudançasMudanças de de fasefase
• As mudanças físicas não resultam em uma mudança de 
composição.
• Quando uma substância muda sua composição, ela sofre uma 
alteração química:
– Quando o hidrogênio puro e o oxigênio puro reagem 
completamente, eles formam água pura. No frasco contendo 
água não há sobra de oxigênio nem de hidrogênio.
Mudanças químicas
Mudanças físicas
Comparação de gases, líquidos e sólidos no nível molecular. As partículas podem ser 
átomos, íons ou moléculas. A densidade das partículas na fase gasosa é exagerada 
em comparação com muitas outras situações reais. 
• A conversão de um gás em um líquido ou sólido requer que as 
moléculas se aproximem:
– resfriamento ou compressão.
• A conversão de um sólido em um líquido ou gás requer que as 
MudançasMudanças de de fasefase
• A conversão de um sólido em um líquido ou gás requer que as 
moléculas se distanciem: 
– aquecimento ou redução da pressão.
• As forças que mantêm os sólidos e líquidos unidos são 
denominadas forças intermoleculares.
• A ligação covalente que mantém uma molécula unida é uma força 
intramolecular.
• A atração entre moléculas é uma força intermolecular.
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças 
MudançasMudanças de de fasefase
• Forças intermoleculares são muito mais fracas do que as forças 
intramoleculares (por exemplo, 16 kJ mol-1 versus 431 kJ mol-1
para o HCl). 
• Quando uma substância funde ou entra em ebulição, forças 
intermoleculares são quebradas (não as ligações covalentes).
Mudanças de faseMudanças de fase
Variações de energia acompanhado 
as mudanças de fase
• Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica). 
• Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica).
• Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).
Mudanças de faseMudanças de fase
• Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).
• Deposição: Hdep < 0 (exotérmica). 
• Condensação: Hcond < 0 (exotérmica).
• Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica).
MudançasMudanças de de fasefase
Geralmente o calor de fusão (entalpia de fusão) é menor do que o calor de vaporização:
– mais energia é gasta para separar completamente as moléculas do que para 
separá-las parcialmente.
Curvas de aquecimento
• O gráfico de variação da temperatura versus calor fornecido é uma 
curva de aquecimento.
• Durante a mudança de fase, a adição de calor não provoca 
nenhuma variação na temperatura.
Mudanças de faseMudanças de fase
nenhuma variação na temperatura.
– Esses pontos são usados para calcular o Hfus e o Hvap.
Mudanças de faseMudanças de fase
Curvas de aquecimento
• Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo 
de seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido.
Mudanças de faseMudanças de fase
Explicando a pressão de vapor no nível molecular
Pressão do vaporPressão do vapor
Explicando a pressão de vapor no nível molecular
• Algumas das moléculas na superfície de um líquido têm energia 
suficiente para escaparem da atração do líquido volumoso.
• Essas moléculas se movimentam na fase gasosa.
Pressão do vaporPressão do vapor
• À medida que aumenta o número de moléculas na fase gasosa, 
algumas das moléculas atingem a superfície e retornam ao líquido.
• Após algum tempo, a pressão do gás será constante à pressão de 
vapor.
Pressão do vaporPressão do vapor
Explicando a pressão de vapor no nível molecular
• Equilíbrio termodinâmico: o ponto em que tantas moléculas 
escapam da superfície quanto as que atingem.
• A pressão de vapor é a pressão exercida quando o líquido e o vapor 
estão em equilíbrio dinâmico.
Pressão do vaporPressão do vapor
estão em equilíbrio dinâmico.
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
• Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora.
• As substâncias voláteis evaporam rapidamente. (pressão de vapor 
alta)
• Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética 
Pressão do vaporPressão do vapor
média, mais rapidamente o líquido evaporará.
Pressão de vapor e ponto de ebulição
Os líquidos entram em 
ebulição quandoa 
pressão externa se
iguala à pressão de
Ponto de EbuliçãoPonto de Ebulição
iguala à pressão de
vapor.
Pressão de vapor e ponto de ebulição
• A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a 
pressão externa aumenta.
• Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a 
Ponto de EbuliçãoPonto de Ebulição
• Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a 
temperatura ou diminuir a pressão.
• O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1 
atm).
Ponto de EbuliçãoPonto de Ebulição
• O que acontece se aumentar a pressão 
externa?
–As panelas de pressão operam a alta pressão. A alta pressão o 
ponto de ebulição da água é mais alto do que a 1 atm. 
Conseqüentemente, há uma temperatura mais alta em que a 
comida é cozida, reduzindo o tempo necessário de cozimento.
Temperatura e pressão críticas
• Os gases são liquefeitos sob o aumento da pressão a uma 
temperatura.
• Temperatura crítica: Temperatura mais alta na qual existe uma 
fase líquida distinta. / Temperatura máxima para liquefação de um fase líquida distinta. / Temperatura máxima para liquefação de um 
gás utilizando pressão.
• Pressão crítica: Pressão de vapor na temperatura crítica. / Pressão 
necessária para a liquefação na Temperatura crítica.
Temperatura e pressão críticas
Um gás não pode ser liquefeito por aplicação de pressão se a 
temperatura estiver acima da temperatura crítica. A pressão 
necessária para liquefazer um gás a temperatura crítica é a 
pressão crítica.
Ponto de Congelamento e de FusãoPonto de Congelamento e de Fusão
–A uma dada pressão há uma temperatura característica na qual o 
líquido e o sólido podem coexistir em equilíbrio.
–Esta é chamada de ponto de Congelamento ou ponto de Fusão. 
• Diagrama de fases: gráfico da pressão versus temperatura 
resumindo todos os equilíbrios entre as fases.
• Dada uma temperatura e uma pressão, os diagramas de fases nos 
dizem qual fase existirá.
Diagrama de fasesDiagrama de fases
dizem qual fase existirá.
• Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em 
uma curva representa uma fase única.
• Características de um diagrama de fases:
– Ponto triplo: temperatura e pressão nas quais todas as três fases 
estão em equilíbrio. 
– Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão 
Diagrama de fasesDiagrama de fases
– Curva de vapor-pressão: geralmente, à medida que a pressão 
aumenta, a temperatura aumenta.
– Ponto crítico: temperatura e pressão críticas para o gás.
– Curva de ponto de fusão: à medida que a pressão aumenta, a 
fase sólida é favorecida, se o sólido é mais denso do que o 
líquido.
– Ponto de fusão normal: ponto de fusão a 1 atm.
Diagrama de fasesDiagrama de fases
Diagramas de fases de H2O e CO2
Diagrama de fasesDiagrama de fases
Diagramas de fases de H2O e CO2
• Água:
– A curva do ponto de fusão inclina para a esquerda porque o gelo
é menos denso do que a água.
– O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 4,58 mmHg.
Diagrama de fasesDiagrama de fases
– O ponto triplo ocorre a 0,0098C e a 4,58 mmHg.
– O ponto de fusão (congelamento) é 0C.
– O ponto de ebulição normal é 100C.
– O ponto crítico é 374C e 218 atm.
Diagramas de fases de H2O e CO2
• Dióxido de carbono:
– O ponto triplo ocorre a -56,4C e a 5,11 atm.
– O ponto de sublimação normal é -78,5C. (A 1 atm, o CO2
sublima, ele não funde.)
Diagrama de fasesDiagrama de fases
sublima, ele não funde.)
– O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm.
Propriedades dos sólidos
• Se relacionam com o Tipo de Estrutura e Tipo de Ligações.
• Podem ser cristalino ou amorfo (não cristalino) 
• Sólido amorfo: das palavras gregas para ‘sem forma’ é aquele 
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
• Sólido amorfo: das palavras gregas para ‘sem forma’ é aquele 
cujas partículas não têm estrutura regular. Eles não possuem faces 
nem formas bem definidas. As forças intermoleculares variam em 
intensidade por toda a amostra. Não se fundem a temperaturas 
específicas.
• Misturas de moléculas que não se encaixam muito bem. 
• Borracha e vidro.
• Quartzo x Vidro de quartzo ou vidro de sílica
Propriedades dos sólidos
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Células unitárias
• Sólido cristalino: arranjo definido e bem ordenado de moléculas, 
átomos ou íons. 
• Os cristais têm uma estrutura ordenada, que se repete.
• A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária.
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
• A menor unidade que se repete em um cristal é uma célula unitária.
• A célula unitária é a menor unidade com toda a simetria de um 
cristal inteiro.
• Uma pilha tridimensional de células unitárias é a rede cristalina.
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Célula unitária
Células unitárias
• Três tipos comuns de células unitárias.
– Cúbica primitiva, átomos nas extremidades de um cubo simples,
• cada átomo é compartilhado por oito células unitárias.
– Cúbica de corpo centrado (ccc), átomos nos vértices de um cubo mais 
um no centro do corpo do cubo.
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
um no centro do corpo do cubo.
• Os átomos das extremidades são compartilhados por oito células 
unitárias, e o átomo central está completamente incluso em uma 
célula unitária.
– Cúbica de face centrada (cfc), átomos nas extremidades de um cubo 
mais um átomo no centro de cada face do cubo.
• os átomos das extremidades são compartilhados por oito células 
unitárias, e os átomos das faces são compartilhados por duas células 
unitárias.
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Células unitárias
Células unitárias
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Células unitárias
A estrutura cristalina do cloreto de sódio
• Duas maneiras equivalentes de definir a célula unitária:
– os íons de Cl- (maiores) estão nas extremidades da célula, ou
– os íons de Na+ (menores) estão nas extremidades da célula.
• A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a mesma para o
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
• A proporção cátion-ânion em uma célula unitária é a mesma para o
cristal. No NaCl, cada célula unitária contém o mesmo número de
íons de Na+ e de Cl-.
A estrutura cristalina do cloreto de sódio
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas
• As estruturas adotadas pelos sólidos cristalinos são as que colocam 
as partículas em contato mais próximo para maximizar as forças 
atrativas entre elas. 
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
• Os sólidos têm forças intermoleculares máximas.
• As moléculas podem ser modeladas por esferas. 
• Os átomos e íons são esferas.
• Os cristais moleculares são formados através de empacotamento 
denso de moléculas.
• Racionalizamos a força intermolecular máxima em um cristal 
através do empacotamento denso de esferas.
Empacotamento denso de esferas
• Quando as esferas são empacotadas da maneira mais densa 
possível, há pequenos espaços entre as esferas adjacentes.
• Os espaços são denominados orifícios intersticiais.
• Um cristal é formado pela superposição de camadas de esferas 
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
• Um cristal é formado pela superposição de camadas de esferas 
densamente empacotadas.
• Existe apenas uma posição para a segunda camada de esferas.
Empacotamento denso de esferas
• Existem duas opções para a terceira camada de esferas:
– A terceira camada fica eclipsada com a primeira (arranjo
ABAB). Esse é chamado de empacotamento denso hexagonal
(edh).
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
(edh).
– A terceira camada está em uma posição diferente em relação à
primeira (arranjo ABCABC). Esse é chamado de
empacotamento denso cúbico (edc).
Empacotamento denso de esferas
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas
• Cada esferaé cercada por 12 outras esferas (6 em um plano, 3 
acima e 3 abaixo).
• Número de coordenação: é o número de esferas que cerca
diretamente uma esfera central.
Estruturas dos sólidosEstruturas dos sólidos
diretamente uma esfera central.
• Os empacotamentos densos hexagonal e cúbico são diferentes das
células unitárias cúbicas.
• Se são utilizadas esferas de tamanhos diferentes, as esferas 
menores são colocadas em orifícios intersticiais.
• Existem quatro tipos de sólidos:
– Moleculares (formados a partir de moléculas) – normalmente 
macios, com pontos de ebulição baixos e condutividade ruim.
– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com pontos
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
– Rede covalente (formada de átomos) – muito duros, com pontos
de fusão muito altos e condutividade ruim.
– Iônicos (formados de íons) – duros, quebradiços, com pontos de
ebulição altos e condutividade ruim.
– Metálicos (formados a partir de átomos de metais) – macios ou 
duros, pontos de ebulição altos, boa condutividade, maleáveis e 
dúcteis.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
Sólidos moleculares
• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e 
ligações de H.
• Forças intermoleculares fracas dão origem a baixos pontos de 
fusão.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
fusão.
• Gases e líquidos à temperatura ambiente normalmente formam 
sólidos moleculares em baixa temperatura.
• O empacotamento denso de moléculas é importante (já que elas 
não são esferas regulares).
Sólidos covalentes
• Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e 
ligações de H.
• Átomos mantidos unidos em redes grandes.
• Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO ), silicone carbide (SiC) 
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
• Exemplos: diamante, grafite, quartzo (SiO2), silicone carbide (SiC) 
e nitrito de boro (BN).
• No diamante: 
– Cada átomo de C tem um número de coordenação igual a 4; 
cada átomo de C é tetraédrico, há um arranjo tridimensional de 
átomos.
– O diamante é duro e tem um alto ponto de fusão (3550 C).
Sólidos covalentes
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
Sólidos covalentes
• No grafite
– cada átomo de C é ordenado em um anel hexagonal plano;
– camadas de anéis interconectados são sobrepostas;
– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
– a distância entre os átomos de C é próxima à do benzeno (1,42 
Å versus 1,395 Å no benzeno);
– a distância entre as camadas é grande (3,41 Å);
– Os elétrons movimentam-se em orbitais deslocalizados (bom 
condutor).
Sólidos iônicos
• Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de 
atração.
• Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
Sólidos iônicos
Sólidos iônicos
• A estrutura do NaCl
• Cada íon tem um número de coordenação igual a 6.
• Rede cúbica de face centrada.
• A proporção cátion-ânion é 1:1.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
• A proporção cátion-ânion é 1:1.
• Exemplos: LiF, KCl, AgCl e CaO.
• A estrutura do CsCl
• O Cs+ tem um número de coordenação igual a 8.
• Diferente da estrutura do NaCl (o Cs+ é maior que o Na+).
• A proporção cátion-ânion é 1:1.
Sólidos iônicos
• Estrutura da blenda de zinco
• Exemplo típico é o ZnS.
• Os íons de S2- adotam um arranjo cfc.
• Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
• Os íons de Zn2+ têm um número de coordenação igual a 4.
• Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons
de Zn2+.
• Exemplo: CuCl.
Sólidos iônicos
• Estrutura da fluorita
• Exemplo típico CaF2.
• Os íons de Ca2+ tem um arranjo cfc.
• Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
• Há duas vezes mais íons de F- do que de Ca2+ em cada célula
unitária.
• Exemplos: BaCl2, PbF2.
Sólidos metálicos
• Os sólidos metálicos têm átomos metálicos com arranjos em edh, 
cfc ou ccc.
• O número de coordenação para cada átomo é 8 ou 12.
• Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e 
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
• Problema: a ligação é forte demais para a dispersão de London e 
não há elétrons suficientes para ligações covalentes.
• Solução: os núcleos de metal flutuam em um mar de elétrons.
• Os metais conduzem porque os elétrons estão deslocalizados e são 
volúveis.
Ligações nos sólidosLigações nos sólidos
1- O monóxido de carbono (Tc=132,9 K; Pc=34,5 atm) pode ser liquefeito à
temperatura ambiente ou acima dessa temperatura? Explique sucintamente.
2- O que é tensão superficial? Dê um exemplo ilustrando o fenômeno da tensão
superficial. Explique por que a tensão superficial é consequência das forças
intermoleculares.
3- Quais fatores afetam a viscosidade de uma substância? Qual das seguintes
substâncias, água H2O, etanol CH3CH2OH, etilenoglicol HOCH2CH2OH e glicerol
HOCH CH(OH)CH OH tem maior viscosidade? A viscosidade de uma substância éHOCH2CH(OH)CH2OH tem maior viscosidade? A viscosidade de uma substância é
afetada pela temperatura?
4- Explique por que o calor de fusão de qualquer substância é geralmente mais
baixo que o calor de vaporização.
5- Explique de que forma cada um dos seguintes itens afeta a pressão de vapor de
um líquido: (a) o volume do líquido; (b) a área superficial; (c) as forças
intermoleculares atrativas; (d) a temperatura.
6- Para certa substância, as densidades das fases líquida e sólida são normalmente
muito similares e muito diferentes da densidade do gás. Explique.