Propriedades dos Estados Físicos da Matéria

Prévia do material em texto

Estudo dos Gases 
O estudo dos gases compreende a análise da matéria quando se apresenta no estado gasoso, 
sendo este o seu estado termodinâmico mais simples. 
Um gás é composto por átomos e moléculas e nesse estado físico, um sistema apresenta pouca 
interação entre suas partículas. 
Devemos notar que um gás é diferente do vapor. Normalmente consideramos um gás quando a 
substância se encontra no estado gasoso em temperatura e pressão ambiente. 
Já as substâncias que se apresentam no estado sólido ou líquido em condições ambientes, 
quando estão no estado gasoso são chamadas de vapor. 
Variáveis de estado 
Podemos caracterizar um estado de equilíbrio termodinâmico de um gás através das variáveis de 
estado: pressão, volume e temperatura. 
Quando conhecemos o valor de duas das variáveis de estado podemos encontrar o valor da 
terceira, pois elas estão inter-relacionadas. 
Volume 
Como existe uma grande distância entre os átomos e moléculas que compõem um gás, a força de 
interação entre suas partículas é muito fraca. 
Por isso, os gases não possuem forma definida e ocupam todo o espaço onde estão contidos. 
Além disso, podem ser comprimidos. 
Pressão 
As partículas que compõem um gás exercem força sobre as paredes de um recipiente. A medida 
dessa força por unidade de área representa a pressão do gás. 
A pressão de um gás está relacionada com o valor médio da velocidade das moléculas que o 
compõem. Desta forma, temos uma ligação entre uma grandeza macroscópica (pressão) com 
uma microscópica (velocidade das partículas). 
Temperatura 
A temperatura de um gás representa a medida do grau de agitação das moléculas. Desta forma, a 
energia cinética média de translação das moléculas de um gás é calculada através da medida da 
sua temperatura. 
Utilizamos a escala absoluta para indicar o valor da temperatura de um gás, ou seja, a temperatura 
é expressa na escala Kelvin. 
Gás Ideal 
Sob determinadas condições, a equação de estado de um gás pode ser bastante simples. Um gás 
que apresenta essas condições é chamado de gás ideal ou gás perfeito. 
As condições necessárias para que um gás seja considerado perfeito são: 
 
• Ser constituído por um número muito grande de partículas em movimento desordenado; 
• O volume de cada molécula ser desprezível em relação ao volume do recipiente; 
• As colisões são elásticas de curtíssima duração; 
• As forças entre as moléculas são desprezíveis, exceto durante as colisões. 
Na verdade, o gás perfeito é uma idealização do gás real, entretanto, na prática podemos muitas 
vezes utilizar essa aproximação. 
Quanto mais a temperatura de um gás se distanciar do seu ponto de liquefação e a sua pressão for 
reduzida, mais próximo estará de um gás ideal. 
Equação geral dos gases ideais 
A lei dos gases ideais ou equação de Clapeyron descreve o comportamento de um gás perfeito em 
termos de parâmetros físicos e nos permite avaliar o estado macroscópio do gás. Ela é expressa 
como: 
P.V = n.R.T 
Sendo, 
P: pressão do gás (N/m2) 
V: volume (m3) 
n: número de moles (mol) 
R: constante universal dos gases (J/K.mol) 
T: temperatura (K) 
Constante universal dos gases 
Se considerarmos 1 mol de um determinado gás, a constante R pode ser encontrada pelo produto 
da pressão com o volume dividido pela temperatura absoluta. 
De acordo com a Lei de Avogadro, em condições normais de temperatura e pressão (temperatura 
é igual a 273,15 K e pressão de 1 atm) 1 mol de um gás ocupa um volume igual a 22,415 litros. 
Assim, temos: 
 
Fazendo as devidas transformações, podemos ainda expressar a constante dos gases como 
sendo igual a: 
R = 8,314 J/K.mol ou 1,986 cal/k.mol 
 
 
 
https://www.todamateria.com.br/lei-dos-gases/
https://www.todamateria.com.br/lei-de-avogadro/
Exercícios Resolvidos 
1) UERJ – 2016 Para descrever o comportamento dos gases ideais em função do volume V, da 
pressão P e da temperatura T, podem ser utilizadas as seguintes equações: 
 
De acordo com essas equações, a razão é aproximadamente igual a: 
 
Isolando o valor de R na primeira equação e o valor de k na segunda equação, podemos 
determinar a razão R/k: 
 
 
 
Considerando que o número de moléculas é igual ao produto do número de mol pela constante de 
Avogadro (6. 1023), temos: 
N = n . 6.1023 
Substituindo na expressão anterior, encontramos: 
 
Alternativa: d) 6.1023 
 
2) UFPR – 2014 A equação geral dos gases ideais é uma equação de estado que correlaciona 
pressão, temperatura, volume e quantidade de matéria, sendo uma boa aproximação ao 
comportamento da maioria dos gases. 
Os exemplos descritos a seguir correspondem às observações realizadas para uma quantidade 
fixa de matéria de gás e variação de dois parâmetros. Numere as representações gráficas 
relacionando-as com as seguintes descrições. 
1. Ao encher um balão com gás hélio ou oxigênio, o balão apresentará a mesma dimensão. 
2. Ao encher um pneu de bicicleta, é necessária uma pressão maior que a utilizada em pneu de 
carro. 
3. O cozimento de alimentos é mais rápido em maiores pressões. 
4. Uma bola de basquete cheia no verão provavelmente terá aparência de mais vazia no inverno, 
mesmo que não tenha vazado ar. 
 
Assinale a alternativa que apresenta a sequência correta na numeração das representações 
gráficas. 
a) 1 – 3 – 4 – 2. 
b) 2 – 3 – 4 – 1. 
c) 4 – 2 – 1 – 3. 
d) 4 – 3 – 1 – 2. 
e) 2 – 4 – 3 – 1. 
O primeiro diagrama está relacionado com a afirmação 2, pois para encher o pneu da bicicleta, 
que tem um menor volume que o pneu de um carro, iremos precisar de uma maior pressão. 
O segundo diagrama representa a relação entre a temperatura e a pressão e indica que quanto 
maior a pressão, maior será a temperatura. Desta forma, este gráfico está relacionado com a 
afirmação 3. 
A relação entre o volume e a temperatura do terceiro diagrama relaciona-se com a afirmação 4, 
pois no inverno a temperatura é menor e o volume também é menor. 
Por fim, o último gráfico está relacionado com a primeira afirmação, pois para um determinado 
volume teremos a mesma quantidade de mol, não dependendo do tipo de gás (hélio ou oxigênio). 
Alternativa: b) 2 - 3 - 4 – 1 
 
 
 
 
Forças intermoleculares 
 
Forças intermoleculares são as forças exercidas para manter unidas duas ou mais moléculas. 
Elas correspondem a ligações químicas que têm a função de unir ou repelir as moléculas de um 
composto. 
As forças intermoleculares provocam estados físicos diferentes nos compostos químicos. Essa 
interação pode ser mais ou menos forte, conforme a polaridade das moléculas. 
Classificação 
As forças intermoleculares são classificadas em três tipos que variam conforme a intensidade: 
• Ligação de Hidrogênio: Ligação de forte intensidade. 
• Dipolo Permanente ou dipolo-dipolo: Ligação de média intensidade. 
• Dipolo Induzido ou Forças de London: Ligação de fraca intensidade. 
O conjunto das forças intermoleculares também pode ser chamado de Forças de Van der Waals. 
Ligação de Hidrogênio 
A ligação ou ponte de hidrogênio ocorre em moléculas polares que têm o hidrogênio unido à 
elementos eletronegativos e com volume atômico baixo, como o oxigênio (O), flúor (F) e nitrogênio 
(N). 
É a força intermolecular mais forte, pois existe uma grande diferença de eletronegatividade entre 
os elementos. 
Um exemplo de ligação de hidrogênio ocorre na molécula de água (H2O) nos estados sólido e 
líquido. 
Ligação de 
hidrogênio das moléculas de água (H2O) 
Na água líquida essa interação ocorre de forma desordenada, enquanto que no gelo as moléculas 
dispõem-se tridimensionalmente em uma estrutura cristalina organizada. 
Dipolo-dipolo 
O dipolo-dipolo ocorre entre as moléculas dos compostos polares e é considerada uma interação 
de força intermediária. 
Os elétrons estão distribuídos de forma assimétrica e assim o elemento mais eletronegativo atrai 
os elétrons para si. 
Nas ligações dipolo-dipolo, as moléculas polares interagem de maneira que os polos opostos 
sejam preservados. 
Interação 
dipolo-dipolonas moléculas de ácido clorídrico (HCl) 
Com o exemplo acima, podemos perceber que a interação dipolo-dipolo ocorre devido à atração 
entre os polos de carga oposta. 
O polo negativo (cloro) atrai o polo positivo (hidrogênio) da molécula vizinha. 
Dipolo induzido 
O dipolo induzido é constituído pela atração não gravitacional que ocorre em todas as moléculas e 
é o único tipo de atração entre moléculas apolares. 
Os elétrons estão distribuídos de forma uniforme e não há formação de dipolo elétrico. Porém, 
quando as moléculas apolares se aproximam induzem a formação de dipolos temporários. 
Dipolo 
induzido na molécula de cloro (Cl2) 
Nos estados físicos sólido e líquido, as moléculas estão tão próximas que forma-se uma 
deformação instantânea das nuvens eletrônicas e originam-se polos positivo e negativo. 
 
Forças intermoleculares x Forças intramoleculares 
É importante saber que as forças intermoleculares são um tipo de ligações químicas. As demais 
são as "forças intramoleculares". 
Assim, as forças intermoleculares são exercidas entre as moléculas e as intramoleculares no 
interior das moléculas. 
As forças intramoleculares são: 
Iônica 
A ligação iônica é considerada uma ligação química forte. Ela é produzida pela atração 
eletrostática entre íons de cargas diferentes (+ e -). 
Ligação 
iônica no cloreto de sódio (NaCl) 
Consiste na relação estabelecida entre metal e não-metal por meio da transferência de elétrons. 
Covalente 
As forças que produzem a ligação covalente resultam na partilha de pares de elétrons entre dois 
átomos de não-metais. 
Ligação 
covalente na molécula de cloro (Cl2) 
A maior parte dos compostos covalentes tem pontos de ebulição e fusão baixos, são pouco 
solúveis em água e dissolvem-se com facilidade em solventes apolares. 
Metálica 
A ligação metálica resulta das forças exercidas no interior das moléculas de substâncias 
metálicas. 
Ligação 
metálica entre átomos de metais 
Os metais têm poucos elétrons de valência, sendo bons condutores de eletricidade, calor e 
refletem a radiação. 
Exercícios com gabarito comentado 
1. (UFPE-Adaptado) Interações intermoleculares são propriedades de diversas moléculas, muitas 
delas vitais para os seres vivos, tais como as moléculas de água e de proteínas. Sobre esse 
assunto, julgue os itens a seguir: 
a) O álcool etílico (etanol) apresenta interações do tipo ligações de hidrogênio. 
b) A molécula de água apresenta interações do tipo ligações de hidrogênio. 
c) A molécula de água apresenta interações do tipo dipolo-dipolo. 
d) A molécula de dióxido de carbono apresenta interações do tipo dipolo induzido. 
a) CORRETA. A presença da hidroxila (OH) no etanol (CH3CH2OH) faz com que as moléculas 
tenham interações do tipo ligações de hidrogênio. 
 
b) CORRETA. Na molécula de água o hidrogênio está ligado ao oxigênio, elemento muito mais 
eletronegativo que ele. Consequentemente, formam-se ligações de hidrogênio devido aos dipolos 
da molécula. 
 
c) CORRETA. As interações do tipo dipolo-dipolo ocorrem em moléculas compostas por 
elementos químicos com diferentes eletronegatividades. Um caso extremo da ligação dipolo-
dipolo é a ligação de hidrogênio que ocorre na água. 
A água tem os átomos de hidrogênio ligados ao oxigênio, elemento muito eletronegativo e 
pequeno, que assim como flúor e nitrogênio, fazem com que esse tipo de interação muito mais 
intensa se forme. 
d) CORRETA. O dióxido de carbono (CO2) é uma molécula apolar e o único tipo de interação 
possível é do tipo dipolo induzido. 
2. (PUC-RS-Adaptado) Para responder à questão, numere a Coluna B, que contém algumas 
fórmulas de substâncias, de acordo com a Coluna A, na qual estão relacionados tipos de atrações 
intermoleculares. 
Coluna A Coluna B 
1. ligações de hidrogênio 
HF 
Cl2 
CO2 
2. dipolo induzido-dipolo induzido 
NH3 
HCl 
SO2 
3. dipolo-dipolo 
BF3 
CCl4 
 
1. Ligação de hidrogênio: ocorre em moléculas cujo hidrogênio está ligado aos elementos flúor (F), 
oxigênio (O) e nitrogênio (N). 
Substâncias: HF e NH3. 
2. dipolo induzido-dipolo induzido: ocorre entre moléculas apolares. 
Substâncias: Cl2, CO2, BF3 e CCl4. 
3. dipolo-dipolo: ocorre em moléculas polares. 
Substâncias: HCl e SO2. 
 
 
 
3. (Unicamp) Considere os processos I e II representados pelas equações: 
 
Indique quais ligações são rompidas em cada um desses processos. 
I: são rompidas as ligações de hidrogênio (interação intermolecular) entre as moléculas de água, 
fazendo com que elas se dispersem no estado gasoso. 
II. são rompidas as ligações covalentes (interação intramolecular), ocorrendo a "quebra" da 
molécula e liberação dos átomos que a compõe (hidrogênio e oxigênio). 
Sólidos 
A natureza dos sólidos (metálicos, iônicos ou moleculares) define suas características físico-
químicas. Um sólido cristalino é aquele em que os átomos, íons ou moléculas se encontram em 
um arranjo ordenado, já um sólido amorfo, é aquele que não apresenta nenhum tipo de 
organização periódica ou regular dos constituintes do sólido. As faces de um sólido cristalino são 
comumente planas, com ângulos bem definidos entre si. Já um sólido amorfo só apresenta uma 
face definida se for moldado ou cortado. Um mesmo composto pode ser encontrado como um 
cristal ou um sólido amorfo, dependendo do processo de obtenção, sendo estas formas 
conhecidas como alotrópicas. Um exemplo disso é o óxido de silício () que pode ser encontrado 
como o cristal quartzo ou na forma amorfa como no vidro. 
Os sólidos cristalinos são classificados de acordo com o tipo de ligação que mantém a 
conectividade dos seus constituintes: moleculares, reticulares, metálicos ou iônicos. 
1) Sólidos moleculares: moléculas covalentes que se mantêm próximas devido às interações 
intermoleculares. Suas características dependerão destas interações. Como elas apresentam 
baixa grandeza de força, sólidos moleculares apresentam pontos de fusão baixos. Para a água, a , 
o sólido apresenta ligações de hidrogênio, mesmo tipo de interação da sacarose. Como estas 
interações são fortes, as moléculas são bastante duras. Você deve notar que, apesar de 
apresentarem o mesmo tipo de interação intermolecular, os compostos apresentam pontos de 
fusão bem diferentes, sendo que a glicose se decompõe antes de fundir, a uma temperatura de . 
Estes sólidos podem ser cristalinos ou amorfos, e a graxa de silicone é um exemplo de sólido 
amorfo. Comumente, os sólidos moleculares são mais densos que os líquidos, sendo a água uma 
exceção, devido à formação mais rígida de ligações de hidrogênio, conforme apresentado na 
Figura 3.9. 
Figura 3.9 Água líquida e água sólida. Fonte: 
Wikimedia Commons. Disponível 
em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/03/Liquid-water-and-ice.png. Acesso em: 
28 fev. 2024. 
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/03/Liquid-water-and-ice.png
2) Sólidos reticulares: os átomos em sólidos reticulares são ligados a seus vizinhos por ligações 
covalentes fortes, formando uma rede que se estende ao longo do sólido e, por isso, são duros e 
rígidos, com elevados pontos de fusão e insolubilidade em água. Assim como o óxido de silício, o 
carbono também apresenta duas formas alótropas, ou seja, são o mesmo elemento que difere na 
maneira como os átomos se conectam. No diamante, os átomos de carbono se ligam a outros 
quatro átomos de carbono, enquanto na grafita, o átomo de carbono se liga a outros três átomos, 
em moléculas planas, conforme apresentado na Figura 3.10. 
Figura 3.10 Carbono diamante (A) e grafita (B). 
Fonte: Wikimedia Commons. Disponível 
em: https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d9/Diamond_and_graphite2.jpg. Acesso 
em: 28 fev. 2024. 
Siga em Frente... 
3) Sólidos metálicos: átomos de elementos metálicos mantêm seus cátions unidos por um mar 
de elétrons. Sódio metálico são cátions em um mar de elétrons, caracterizando a ligação 
metálica. Metais são maleáveis, dúcteis, lustrosos, bons condutores térmicos e elétricos. Grande 
parte destascaracterísticas pode ser explicada pela maneira como os cátions se organizam. Eles 
adotam uma estrutura de empacotamento compacta, ocorrendo o empilhamento de cátions, 
deixando sempre o menor espaço vazio entre estes. 
A menor unidade de repetição em um sólido cristalino é chamada de cela unitária (ou célula 
unitária). Ela se repete ao longo do sólido metálico cristalino, sendo que o formato da célula 
unitária depende da relação entre os ângulos (, e ) e as arestas (, e ). A relação entre ângulos e 
arestas leva a 14 padrões básicos, denominados retículos de Bravais, apresentados na Figura 
3.11. Quando os átomos ocupam as posições dos vértices, dizemos que o arranjo é uma cela 
simples ou primitiva (). Quando existe um átomo no centro da cela unitária, o arranjo é chamado 
de cela corpo centrado (), quando eles estão nos vértices e em cada face, é chamado de cela face 
centrado (), temos, ainda, uma situação em que os átomos estão em duas faces opostas. 
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d9/Diamond_and_graphite2.jpg
Figura 3.11 Retículos de Bravais. Fonte: 
DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. 
A Figura 3.12 mostra uma célula unitária cúbica, em que . Nela você pode evidenciar a divisão 
entre as faces, arestas e vértices entre os cubos. Para celas cúbicas, as abreviações são (cúbica 
simples), (cúbica de corpo centrado) e (cúbica de face centrada). 
Figura 3.12 Cela unitária cúbica simpes (cs), cúbica de corpo centrado (ccc) e agrupamento de 
celas unitárias. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 
2017. 
Esta análise permite identificar a quantidade de átomos em uma cela. Os átomos que estão no 
vértice são divididos entre oito celas, portanto, temos de átomo para cada vértice. Em uma cela 
cúbica simples ( de átomo por vértice, sendo oito vértices, no total teremos um átomo por cela. Os 
átomos que estão no centro em uma cela cúbica de corpo centrado () contam inteiramente para 
uma cela, somando aos átomo dos vértices, uma cela cúbica de corpo centrado tem dois átomos 
por cela. Já os átomos que estão em uma face são divididos entre duas celas, portanto, soma-
se de átomos para cada cela. Com isso, numa cela cúbica de face centrada (), temos 
os átomos dos vértices e átomo multiplicado por seis faces do cubo, resultando em um átomo 
dos vértices e três átomos das faces, totalizando quatro átomos. Para uma cela com átomos 
centrados em duas faces você conta um átomo dos vértices e duas faces com átomo cada face, 
tendo mais um átomo, somando dois átomos no total. A massa total de uma cela será o número 
de átomos que a compõe, multiplicando a massa molar do elemento. 
O empacotamento adotado pelos átomos garante que estes se organizem utilizando o menor 
espaço possível, entretanto, existem alguns espaços vazios, os buracos. É possível calcular a 
fração do espaço ocupado pelos átomos, chamado de fator de empacotamento atômico, na cela 
cúbica através do volume do cubo e do volume dos átomos. 
4) Sólidos iônicos: compostos iônicos são constituídos por íons, conectados por interações 
eletrostáticas. Os sólidos iônicos são duros, quebradiços, com elevados pontos de fusão e, 
quando solúveis em água, são bons condutores elétricos. Assim como nos sólidos metálicos, os 
sólidos iônicos se organizam em retículos cristalinos, sendo a cela unitária a menor unidade 
organizacional repetida no sólido. A diferença entre os compostos iônicos e metálicos é que nos 
compostos iônicos dois átomos de tamanhos diferentes se organizam na cela. 
O empacotamento do NaCl é chamado de sal-gema, e se assemelha a um arranjo cúbico de corpo 
centrado, porém expandido, evitando que íons de mesma carga se repilam. Já o cloreto de césio 
se compacta como uma cela cúbica de corpo centrado. Nos dois casos, a proporção entre os íons 
é 1:1, lembre-se de que os átomos do vértice são divididos entre oito celas, enquanto os das faces 
são divididos entre duas. Os dois arranjos estão descritos na Figura 3.13. 
Figura 3.13 Arranjo sal-
gema do NaCl e cúbico de corpo centrado do CsCl. Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. 
Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. 
O número de coordenação para os compostos iônicos é calculado pela proporção de íons de sinal 
oposto que estão circulando um determinado íon. Para o sal-gema, o número de coordenação dos 
cátions é idêntico ao dos ânions, ou seja, seis, sendo descrito como tendo coordenação-(), em 
que o primeiro número corresponde à coordenação do cátion e o segundo à coordenação do 
ânion. Esta mesma estrutura você irá observar no , , e . Para o cloreto de césio, o número de 
coordenação é (). Para você determinar qual é o arranjo de cada composto iônico você deve 
calcular a razão radial (): 
íí 
Quandoa estrutura provável é de sal-gema. Para um número maior de ânions se ajusta na volta do 
cátion, como o cloreto de césio que adota um arranjo cúbico de corpo centrado expandido. 
Para temos cátions muito menores que ânions, sendo um exemplo deste caso uma estrutura 
blenda de zinco (ou esfarelita), encontrada pela primeira vez para o , apresentando coordenação-
(). Você deve ficar atento que embora seja um ótimo indicativo, existem muitas exceções. 
A transformação do estado sólido para o estado líquido é denominada de fusão. Energia deve ser 
fornecida ao sistema para que as moléculas aumentem sua energia cinética e passem a líquidos, 
em que esta energia é absorvida como energia térmica na fusão e sua variação é a entalpia de 
fusão (ã). O processo inverso à fusão é a cristalização e sua energia corresponde a ã, ou seja, a 
energia é liberada no processo. O ponto de fusão corresponde à temperatura em que ocorre a 
passagem de um sólido para um líquido. Baixos pontos de fusão correspondem a entalpias de 
fusão menores, assim como pontos de fusão elevados indicam entalpias de fusão elevadas. O 
ponto de fusão de uma substância fornece diversas informações sobre ela. Sólidos cristalinos 
puros apresentam ponto de fusão bem definidos, sendo usualmente utilizado como dado de 
caracterização de um composto. Já sólidos amorfos fundem ao longo de uma faixa de 
temperatura, como é o caso do vidro. Lembre-se de que sólidos amorfos não apresentam 
organização molecular repetida. 
Além de dados sobre a pureza, como no ponto de ebulição, a temperatura em que uma amostra 
funde revela dados sobre as forças intermoleculares. Compostos que se mantêm unidos por 
interações fortes, como os sólidos iônicos, apresentam pontos de fusão maiores que compostos 
moleculares (interações eletrostáticas são mais fortes que as forças de Van der Waals ou ligações 
de hidrogênio). À medida que ocorre o aumento da massa molecular em uma série de compostos, 
o ponto de fusão também aumenta, devido as forças de London serem mais fortes em moléculas 
maiores. Em sólidos iônicos, quanto menor o tamanho do íon ou maior sua carga, maior será a 
interação eletrostática, portanto, maior o ponto de fusão. Isso pode ser observado na série de 
sais (), (), () e (). Para os sólidos metálicos, alguns como o mercúrio (), são líquidos a temperatura 
ambiente, já outros como o tungstênio () são sólidos a temperaturas bem elevadas. Estas 
características definem muito suas aplicações. 
Alguns compostos podem passar diretamente da fase sólida para a fase gasosa em um processo 
conhecido como sublimação, esta energia deve ser fornecida para o sistema (çã). 
As condições de temperatura e pressão definem se um composto será sólido, líquido ou gasoso, e 
em algumas condições, mais de um estado pode coexistir. Podemos representar todas estas 
informações em um único gráfico chamado de diagrama de fases. A partir de um diagrama de 
fases você consegue obter informações sobre qual será o estado da matéria em diferentes 
temperaturas e pressões. Para a água, o diagrama de fases está descrito na Figura 3.14. As 
curvas , e demarcam o equilíbrio entre as fases. Note que a inclinação da retaé negativa e isso 
pode ser explicado pelo fato de o gelo apresentar maior volume que a água. A pressões maiores, a 
água apresenta uma maior tendência a ser líquida, pois ocupa menos volume que sólida, logo, 
precisamos de uma temperatura ligeiramente maior para realizar a fusão. Note que em 
combinações de pressão e temperatura que fiquem entre as linhas e , você terá água líquida (por 
exemplo pressão ambiente de e temperatura de ). Seguindo esta análise, o ponto a determina 
uma condição em que a água está na forma sólida. Ao aumentarmos a temperatura, mantendo a 
pressão constante, chegaremos até o ponto , em que há equilíbrio entre as fases sólida e líquida, 
seguindo o aumento da temperatura, chegamos a uma condição em que a água como um líquido 
até o ponto , no qual ocorre a passagem para a fase gasosa e, a partir deste ponto, em qualquer 
temperatura a água será um gás. 
Figura 3.14 Diagrama de fases da água. 
Fonte: DREKENER, R. L. Química Geral. Londrina: Editora e Distribuidora S.A., 2017. 
Neste diagrama, cabe ressaltar ainda que o ponto de fusão e ebulição normais (pressão ao nível 
do mar) são as temperaturas em que a água muda de fase (fusão e evaporação, respectivamente). 
O ponto triplo é aquele em que as três fases estão em equilíbrio e ponto crítico define que a partir 
dali, não há mais separação entre as fases líquida e vapor. 
Propriedades Coligativas 
As propriedades coligativas envolvem os estudos sobre as propriedades físicas das soluções, 
mais precisamente de um solvente em presença de um soluto. 
Ainda que não seja de nosso conhecimento, as propriedades coligativas são muito utilizadas em 
processos industriais e mesmo em diversas situações cotidianas. 
Relacionados a essas propriedades estão as constantes físicas, por exemplo, a temperatura de 
ebulição ou de fusão de determinadas substâncias. 
Como exemplo, podemos citar o processo da indústria do automóvel, como a adição de aditivos 
nos radiadores dos carros. Isso explica porque em locais mais gélidos, a água presente no radiador 
não congela. 
Processos realizados com alimentos, como o salgamento de carnes ou mesmo os alimentos 
saturados em açúcar, evitam a deterioração e proliferação de organismos. 
Além disso, a dessalinização da água (retirada de sal) bem como o espalhamento de sal na neve 
em locais onde o inverno é muito rigoroso, corroboram a importância do conhecimento dos efeitos 
coligativos nas soluções. 
Solvente e Soluto 
Antes de mais nada, devemos nos atentar aos conceitos de solvente e soluto, ambos 
componentes de uma solução: 
• Solvente: substância que dissolve. 
• Soluto: substância dissolvida. 
https://www.todamateria.com.br/soluto-e-solvente/
Como exemplo, podemos pensar numa solução de água com sal, onde a água representa o 
solvente e o sal, o soluto. 
Efeitos Coligativos: Tipos de Propriedades Coligativas 
Os efeitos coligativos estão associados aos fenômenos que ocorrem com os solutos e solventes 
de uma solução, sendo classificados em: 
Efeito Tonométrico 
A tonoscopia, também chamada de tonometria, é um fenômeno que se observa quando ocorre 
a diminuição da pressão máxima de vapor de um líquido (solvente). 
 
Gráfico do Efeito Tonométrico 
Isso ocorre por meio da dissolução de um soluto não-volátil. Sendo assim, o soluto diminui a 
capacidade de evaporação do solvente. 
Esse tipo de efeito coligativo pode ser calculado pela seguinte expressão: 
Δp = p0 – p 
Onde, 
Δp: abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor a solução 
p0: pressão máxima de vapor do líquido puro, à temperatura t 
p: pressão máxima de vapor da solução, à temperatura t 
Efeito Ebuliométrico 
A ebulioscopia, também chamada de ebuliometria, é um fenômeno que contribui para o aumento 
da variação de temperatura de um líquido durante o processo de ebulição. 
 
Gráfico do Efeito Ebuliométrico 
Isso ocorre por meio da dissolução de um soluto não-volátil, por exemplo, quando acrescentamos 
açúcar na água que está prestes a entrar em ebulição, a temperatura de ebulição do líquido 
aumenta. 
O chamado efeito ebuliométrico (ou ebulioscópico) é calculado pela seguinte expressão: 
Δte = te – t0 
Onde, 
Δte: elevação da temperatura de ebulição da solução 
te: temperatura inicial de ebulição da solução 
t0: temperatura de ebulição do líquido puro 
Efeito Criométrico 
A crioscopia, também chamada de criometria, é um processo em que ocorre a diminuição da 
temperatura de congelamento de uma solução. 
 
Gráfico do Efeito Criométrico 
Isso porque quando se dissolve um soluto não-volátil em um líquido, a temperatura de congelação 
do líquido diminui. 
Um exemplo de crioscopia são os aditivos anticongelantes que se colocam nos radiadores dos 
automóveis em locais onde a temperatura é muito baixa. Esse processo evita o congelamento da 
água, auxiliando na vida útil dos motores dos carros. 
Além disso, o sal espalhado nas ruas dos locais onde o inverno é muito rigoroso, evita o acúmulo 
de gelo nas estradas. 
Para calcular esse efeito coligativo, utiliza-se a seguinte fórmula: 
Δtc = t0 – tc 
Onde, 
Δtc: abaixamento da temperatura de congelação da solução 
t0: temperatura de congelação do solvente puro 
tc: temperatura inicial de congelação do solvente na solução 
Confira um experimento sobre essa propriedade em: Experimentos de Química 
Lei de Raoult 
A chamada “Lei de Raoult” foi proposta pelo químico francês François-Marie Raoult (1830-1901). 
Ele estudou os efeitos coligativos (tonométrico, ebuliométrico e criométrico), auxiliando nos 
estudos das massas moleculares das substâncias químicas. 
Ao estudar os fenômenos associados à fusão e ebulição da água, ele chegou à conclusão de que: 
ao dissolver 1 mol de qualquer soluto não-volátil e não-iônico em 1kg de solvente, tem-se sempre 
o mesmo efeito tonométrico, ebuliométrico ou criométrico. 
Assim, a Lei de Raoult pode ser expressa da seguinte maneira: 
“Numa solução de soluto não-volátil e não-iônico, o efeito coligativo é proporcional à molalidade 
da solução”. 
Ela pode ser expressa da seguinte maneira: 
Psolução = xsolvente . Psolvente puro 
Osmometria 
A osmometria é um tipo de propriedade coligativa que está relacionada com a pressão osmótica 
das soluções. 
Lembre-se que osmose é um processo físico-químico que envolve a passagem de água de um 
meio menos concentrado (hipotônico) para outro mais concentrado (hipertônico). 
Isso ocorre através de uma membrana semipermeável, a qual permite somente a passagem de 
água. 
 
Ação da membrana semipermeável após um tempo 
A chamada pressão osmótica é a pressão que permite que a água se movimente. Em outras 
palavras é a pressão exercida sobre a solução, a qual impede sua diluição pela passagem do 
solvente puro através da membrana semipermeável. 
https://www.todamateria.com.br/experimentos-de-quimica/
https://www.todamateria.com.br/pressao-osmotica/
Sendo assim, a osmometria é o estudo e a medição da pressão osmótica nas soluções. 
Note que na técnica de dessalinização da água (retirada de sal) é utilizado o processo chamado 
de osmose reversa. 
Leis da Osmometria 
O físico e químico holandês Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911) foi responsável por postular 
duas leis associadas à osmometria. 
A primeira lei pode ser expressa da seguinte maneira: 
“Em temperatura constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à molaridade da 
solução” 
Já na segunda lei postulada por ele, temos o seguinte enunciado: 
“Em molaridade constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional à temperatura 
absoluta da solução” 
Sendo assim, para calcular a pressão osmótica das soluções moleculares e diluídas, utiliza-se a 
fórmula: 
π = MRT 
sendo, 
π: pressão osmótica da solução (atm) 
M: molaridade da solução (mol/L) 
R: constante universal dos gases perfeitos = 0,082 atm.L/mol.K 
T: temperatura absoluta da solução 
Exercícios de Vestibular com Gabarito 
1. Comparando duas panelas, simultaneamente sobre dois queimadores iguais de um mesmo 
fogão, observa-seque a pressão dos gases sobre a água fervente na panela de pressão fechada é 
maior que aquela sobre a água fervente numa panela aberta. 
Nessa situação, e se elas contêm exatamente as mesmas quantidades de todos os ingredientes, 
podemos afirmar que, comparando com o que ocorre na panela aberta, o tempo de cozimento na 
panela de pressão fechada será: 
a) menor, pois a temperatura de ebulição será menor. 
b) menor, pois a temperatura de ebulição será maior. 
c) menor, pois a temperatura de ebulição não varia com a pressão. 
d) igual, pois a temperatura de ebulição independe da pressão. 
e) maior, pois a pressão será maior. 
Alternativa b 
2. (UFRN) Em locais de inverno rigoroso, costuma-se adicionar uma certa quantidade de 
etilenoglicol na água dos radiadores de automóveis. O uso de uma solução, em vez de água, como 
líquido de refrigeração, deve-se ao fato de a solução apresentar: 
https://www.todamateria.com.br/osmose-reversa/
a) menor calor de fusão. 
b) menor ponto de congelamento. 
c) maior ponto de congelamento. 
d) maior calor de fusão. 
Alternativa b 
3. (Vunesp) Uma das formas de conseguir cicatrizar feridas, segundo a crença popular, é a 
colocação de açúcar ou pó de café sobre elas. A propriedade coligativa que melhor explica a 
retirada de líquido, pelo procedimento descrito, favorecendo a cicatrização, é estudada pela: 
a) osmometria. 
b) crioscopia. 
c) endoscopia. 
d) tonoscopia. 
e) ebuliometria. 
Alternativa a 
4. (UFMG) Num congelador, há cinco formas que contêm líquidos diferentes, para fazer gelo e 
picolés de limão. Se as formas forem colocadas, ao mesmo tempo, no congelador e estiverem, 
inicialmente, com a mesma temperatura, vai congelar-se primeiro a forma que contém 500 ml de: 
a) água pura. 
b) solução, em água, contendo 50 ml de suco de limão. 
c) solução, em água, contendo 100 ml de suco de limão. 
d) solução, em água, contendo 50 ml de suco de limão e 50g de açúcar. 
e) solução, em água, contendo 100 ml de suco de limão e 50g de açúcar. 
Alternativa a 
5. (Cesgranrio-RJ) Determinou-se o ponto de fusão de uma substância x, encontrando-se um valor 
menor que o tabelado para essa substância. Isso pode significar que: 
a) a quantidade de substância utilizada na determinação foi menor que o necessário. 
b) a quantidade de substância utilizada na determinação foi maior que o necessário. 
c) uma parte da substância não fundiu. 
d) a substância contém impurezas. 
e) a substância está 100% pura. 
Alternativa d 
Coloides 
Coloides, soluções coloidais ou sistema coloidal são misturas que apresentam aspecto de 
solução, ou seja, de uma mistura homogênea. Mas, na verdade, eles são misturas heterogêneas. 
Isso porque embora não seja nítida a olho nu, a diferença das misturas coloidais pode ser 
observada mediante o uso de instrumentos, tais como o microscópio. 
O sangue apesar de parecer homogêneo, com o uso do 
microscópio observamos que é formado por diversos componentes. 
Os coloides estão presentes em nosso cotidiano. São exemplos de coloides: creme hidratante, 
iogurte, leite, sangue, tintas e geleia. 
É por esse motivo que alguns produtos químicos trazem a indicação de que devem ser agitados 
antes de serem utilizados. Isso deve ser realizado para unir as partículas coloidais. 
Ao mesmo tempo, as misturas coloidais não se sedimentam de forma natural. Se colocarmos um 
coloide em um recipiente, as partículas não se depositam no fundo. Elas também não podem ser 
filtradas. 
O tamanho das partículas presentes nos coloides compreende entre 1 e 100 nanômetros (1 
nanômetro equivale a 1 milionésimo de milímetro). 
Tudo o que está fora desse intervalo são misturas homogêneas ou heterogêneas. 
As misturas homogêneas são consideradas soluções verdadeiras. Suas partículas são menores do 
que 1 nanômetro. As misturas heterogêneas possuem partículas maiores que 100 nanômetros. 
Quais as suas Propriedades? 
Os componentes dos coloides são chamados de disperso e dispersante. A quantidade de 
dispersante é sempre superior. 
Aparentemente, assumem uma característica de mistura homogênea. 
Um exemplo são as claras batidas em neve: a clara em estado líquido assume o papel de 
componente disperso, pois se encontra em menor quantidade em relação ao ar. 
O ar, que faz com que a clara se transforme em espuma, por outro lado, é o componente 
dispersante por estar em maior quantidade. 
Além disso, os coloides permitem a passagem de luz entre eles, o que não acontece com as 
misturas homogêneas. 
Se apontarmos uma lanterna com um foco pequeno de luz para uma mistura coloidal, é possível 
ver um feixe de luz atravessando todo o recipiente onde ela se encontra. É o que se chama efeito 
Tyndall. 
https://www.todamateria.com.br/misturas-homogeneas-e-heterogeneas/
Mediante a mesma experiência, é possível detectar também o movimento aleatório das partículas 
na mistura. Esse é chamado de movimento Browniano. 
Em resumo, as propriedades dos sistemas coloidais são: 
• As fases da mistura não são distinguíveis facilmente; 
• O intervalo do tamanho das partículas é de 1 e 100 nanômetros; 
• Efeito Tyndall; 
• Presença de partículas dispersas e dispersantes; 
• Não sedimentam de forma natural, tal como também não podem ser filtrados; 
• Movimento Browniano. 
Tipos de Coloides 
Os coloides são classificados conforme o estado físico das partículas dispersas e dispersantes. 
Os tipos de coloides são: aerossol, emulsão, espuma, gel e sol (aqueles que têm aspecto de 
solução). Saiba mais sobre cada um deles: 
Aerossol 
Componente Disperso: Sólido ou Líquido 
Componente Dispersante: Gás 
Exemplos: Fumaça, neblina, nuvem, spray 
Emulsão 
Componente Disperso: Líquido 
Componente Dispersante: Líquido ou Sólido 
Exemplos: Maionese, manteiga, queijo, sorvete 
Espuma 
Componente Disperso: Gás 
Componente Dispersante: Líquido ou Sólido 
Exemplos: Chantili, clara em neve, espuma de barbear, pipoca 
Gel 
Componente Disperso: Líquido 
Componente Dispersante: Sólido 
Exemplos: Gelatina, sílica-gel, pasta de dente 
Sol 
Componente Disperso: Sólido 
Componente Dispersante: Líquido ou Sólido 
Exemplos:Pérola, rubi, sangue