O documento descreve propriedades fundamentais dos líquidos, incluindo: (1) viscosidade, que é a resistência de um líquido em fluir; (2) tensão superficial, que é a energia necessária para aumentar a área superficial de um líquido; e (3) mudanças de fase entre sólido, líquido e gás.

1. Algumas propriedades
dos líquidos
Viscosidade
Viscosidade é a resistência de um líquido em fluir.
Um líquido flui através do deslizamento das moléculas sobre outras.
Quanto mais fortes são as forças intermoleculares, maior é a
viscosidade.
Tensão superficial
As moléculas volumosas (aquelas no líquido) são igualmente atraídas
pelas suas vizinhas.

2. Algumas propriedades
dos líquidos
Viscosidade

3. Quais as diferenças fundamentais entre
fluido e sólido?
• Fluido é mole e
deformável
• Sólido é duro e
muito pouco
deformável

4. Passando para uma linguagem científica:
A diferença fundamental entre sólido e fluido
está relacionada com a estrutura molecular:
– Sólido: as moléculas sofrem forte força de
atração (estão muito próximas umas das
outras) e é isto que garante que o sólido tem
um formato próprio;
– Fluido: apresenta as moléculas com um certo
grau de liberdade de movimento (força de
atração pequena) e não apresentam um
formato próprio.

5. Fluidos:Líquidos e Gases
Líquidos:
- Assumem a forma dos
recipientes que os
contém;
- Apresentam um
volume próprio
(constante);
- Podem apresentar
uma superfície livre;

6. Fluidos:Líquidos e Gases
Gases e vapores:
-apresentam forças de
atração intermoleculares
desprezíveis;
-não apresentam nem
um formato próprio e
nem um volume próprio;
-ocupam todo o volume
do recipiente que os
contém.

7. Teoria Cinética Molecular
“Qualquer substância pode
apresentar-se sob qualquer dos
três estados físicos
fundamentais, dependendo das
condições ambientais em que se
encontrarem”

8. Estados Físicos da Matéria

9. Fluidos
De uma maneira geral, o fluido é caracterizado
pela relativa mobilidade de suas moléculas que,
além de apresentarem os movimentos de
rotação e vibração, possuem movimento de
translação e portanto não apresentam uma
posição média fixa no corpo do fluido.

10. Fluidos x Sólidos
A principal distinção entre sólido e fluido, é pelo
comportamento que apresentam em face às
forças externas. Por exemplo, se uma força de
compressão fosse usada para distinguir
um sólido de um fluido,
este último seria inicialmente
comprimido, e a partir de um certo
ponto ele se comportaria
exatamente como se fosse um sólido,
isto é, seria incompressível.

11. Fatores importantes na
diferenciação entre sólido e fluido
O fluido não resiste a
esforços tangenciais
por menores que
estes sejam, o que
implica que se
deformam
continuamente.
F

12. Fatores importantes na
diferenciação entre sólido e fluido
Já os sólidos, ao
serem solicitados
por esforços,
podem resistir,
deformar-se e ou
até mesmo
cisalhar.

13. Fluidos x Sólidos
Os sólidos resistem às forças de cisalhamento até
o seu limite elástico ser alcançado (este valor é
denominado tensão crítica de cisalhamento), a
partir da qual experimentam uma deformação
irreversível, enquanto que os fluidos são
imediatamente deformados irreversivelmente,
mesmo para pequenos valores da tensão de
cisalhamento.

14. Fluidos: outra definição
Um fluido pode ser definido como uma
substância que muda continuamente de
forma enquanto existir uma tensão de
cisalhamento, ainda que seja pequena.

15. Propriedades dos fluidos
•Massa específica - 
massa m
 
volume V
É a razão entre a massa do fluido
e o volume que contém essa
massa (pode ser denominada de
densidade absoluta)

16. Propriedades dos fluidos
•Massa específica - 
Nos sistemas usuais:
Sistema SI............................Kg/m3
Sistema CGS.........................g/cm3
Sistema MKfS........................Kgf.m-
4.s2

17. Massas específicas de alguns fluidos
Fluido  (Kg/m3)
Água destilada a 4 oC 1000
Água do mar a 15 oC 1022 a 1030
Ar atmosférico à pressão 1,29
atmosférica e 0 oC
Ar atmosférico à pressão 1,22
atmosférica e 15,6 oC
Mercúrio 13590 a 13650
Petróleo 880

18. Aditivos para lubrificantes
•  Aumentadores do índice de viscosidade;
• Polímeros de elevado peso molecular, longas cadeias
moleculares e altas viscosidades;
• Quanto maior a temperatura, mais as moléculas do
aditivo se distendem, aumentando a sua viscosidade e,
dessa forma, compensando o afinamento do óleo
básico.
• Melhoram as características de temperatura x
viscosidade.

19. Aditivos para lubrificantes

20. Determinação da Viscosidade Cinemática em
Combustíveis
VISCOSIDADE CINEMÁTICA = C x t
V = Viscosidade da
amostra (mm2s-1)
C = Constante do tubo
(mm2)
t= tempo de escoamento
entre o primeiro e
segundo detector (s)

21. Ponto de Fluidez
• Ponto de fluidez – é a menor temperatura na
qual o óleo ainda pode escoar nas condições
do teste.
• Está ligado à facilidade de iniciar a lubrificação
quando uma máquina fria é posta em
funcionamento. O óleo deve fluir livremente.

22. • O método para determinação do Ponto de Fluidez, consiste em resfriar
uma amostra num ritmo pré-determinado, observando-se a sua fluidez a
cada queda de temperatura de 3°C, até que virtualmente a superfície da
amostra permaneça imóvel (ponto de congelamento) por 5 segundos, ao
se colocar o tubo de ensaio com a amostra, na posição horizontal.
• A temperatura 3oC acima desta é o ponto de mínima fluidez.
• Por exemplo, se um óleo apresentar um ponto de congelamento de -20oC ,
seu ponto de mínima fluidez será de -17oC .

23. Algumas propriedades
dos líquidos
Tensão superficial

24. Algumas propriedades
dos líquidos
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.
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.

25. Algumas propriedades
dos líquidos
Tensão superficial
Menisco é a forma da superfície do líquido.
– Se as forças de adesão são maiores do que as forças de coesão,
a superfície do líquido é atraída para o seu recipiente mais do
que as moléculas volumosas. Portanto, o menisco tem formato
de U (por exemplo, água em um copo).
– Se as forças de coesão são maiores do que as forças de adesão,
o menisco é curvo para baixo.
Ação capilar: Quando um tubo de vidro estreito é colocado em água,
o menisco puxa a água para o topo do tubo.

26. Representação de meniscos

27. Mudanças de fase
As moléculas da superfície são atraídas apenas para dentro no
sentido das moléculas volumosas.
Sublimação: sólido  gás.
Vaporização: líquido  gás.
Derretimento ou fusão: sólido  líquido.
Deposição: gás  sólido.
Condensação: gás  líquido.
Congelamento: líquido  sólido.

28. Mudanças de fase

29. Mudanças de fase
Variações de energia acompanhado
as mudanças de fase
Sublimação: Hsub > 0 (endotérmica).
Vaporização: Hvap > 0 (endotérmica).
Derretimento ou Fusão: Hfus > 0 (endotérmica).
Deposição: Hdep < 0 (exotérmica).
Condensação: Hcond < 0 (exotérmica).
Congelamento: Hcong < 0 (exotérmica).

30. Mudanças de fase
Variações de energia acompanhando
as mudanças de fase
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.

31. Mudanças de fase

32. Mudanças de fase
Variações de energia acompanhando
as mudanças de fase
Todas as mudanças de fase são possíveis sob as condições corretas.
A sequência
aquecer sólido  derreter  aquecer líquido  ferver  aquecer
gás
é endotérmica.
A sequência
resfriar gás  condensar  resfriar líquido  congelar  resfriar
sólido
é exotérmica.

33. Mudanças de fase
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.
– Esses pontos são usados para calcular o Hfus e o Hvap.
Super-resfriamento: ocorre quando um líquido é resfriado abaixo de
seu ponto de fusão e ele permanece como um líquido.
Atingido através da manutenção da temperatura baixa e do aumento
da energia cinética para a quebra das forças intermoleculares.

34. Mudanças de fase

35. Mudanças de fase
Temperatura e pressão críticas
Os gases são liquefeitos sob o aumento da pressão a uma
temperatura.
Temperatura crítica: a temperatura mínima para liquefação de um
gás utilizando pressão.
Pressão crítica: a pressão necessária para a liquefação.

36. Mudanças de fase
Temperatura e pressão críticas

37. Pressão 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.
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.

38. Pressão do vapor
Explicando a pressão de vapor
no nível molecular

39. Pressão 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.
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura
Se o equilíbrio nunca é estabelecido, então o líquido evapora.
As substâncias voláteis evaporam rapidamente ( P.E)

40. Pressão do vapor
Volatilidade, pressão de
vapor e temperatura
Quanto mais alta for a temperatura, mais alta a energia cinética
média, mais rapidamente o líquido evaporará.

41. Pressão do vapor
Volatilidade, pressão de vapor e temperatura

42. Pressão do vapor

43. Pressão do vapor
Pressão de vapor e ponto de ebulição
Os líquidos entram em ebulição quando a pressão externa se iguala à
pressão de vapor.
A temperatura do ponto de ebulição aumenta à medida que a
pressão aumenta.

44. Pressão do vapor
Pressão de vapor e ponto de ebulição
Duas maneiras de levar um líquido à ebulição: aumentar a
temperatura ou diminuir a pressão.
– 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.
O ponto de ebulição normal é o ponto de ebulição a 760 mmHg (1
atm).

45. Efeito Tonoscópico
Consiste na diminuição da pressão de vapor do
solvente quando adiciona-se um soluto não-volátil !
Pressão de
vapor é aquela
exercida pelas
moléculas (de interface líquido/vapor
maior energia) do
solvente,
contra a
Pvapor
interface para
passar ao
estado de
vapor.

46. TONOSCOPIA
Com a adição de
Pvapor
partículas de soluto
(íons ou moléculas)
intensificam-se as
forças atrativas
moleculares e diminui
a pressão de vapor do
solvente.
Pvapor
soluto

47. Representação gráfica
A pressão de vapor
da solução é
menor do que a do
solvente puro.

48. Diagrama de fases
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.
Qualquer combinação de temperatura e pressão que não esteja em
uma curva representa uma fase única.

49. Diagrama de fases
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
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.

50. Diagrama de fases

51. Diagrama de fases
Diagramas de fases de H2O e CO2

52. Diagrama 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.
– 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.

53. Diagrama de fases
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.)
– O ponto crítico ocorre a 31,1C e a 73 atm.

54. Estruturas 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.
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.

55. Estruturas dos sólidos
Célula unitária

56. Estruturas dos sólidos
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.
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.

57. Estruturas dos sólidos
Células unitárias

58. Estruturas dos sólidos
Células unitárias

59. Estruturas dos sólidos
Células unitárias

60. Estruturas dos sólidos
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
cristal. No NaCl, cada célula unitária contém o mesmo número de
íons de Na+ e de Cl-.
Observe que a célula unitária para o CaCl2 precisa de duas vezes mais
íons Cl- do que íons Ca2+.

61. Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio

62. Estruturas dos sólidos
A estrutura cristalina do cloreto de sódio

63. Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas
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.

64. Estruturas dos sólidos
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
densamente empacotadas.
Existe apenas uma posição para a segunda camada de esferas.

65. Estruturas dos sólidos
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).
– A terceira camada está em uma posição diferente em relação à
primeira (arranjo ABCABC). Esse é chamado de
empacotamento denso cúbico (edc).

66. Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas

67. Estruturas dos sólidos
Empacotamento denso de esferas
Cada esfera é 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.
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.

68. Difração de Raios - X
Lei de Bragg
2d senθ = λ

69. Ligações nos sólidos
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 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.

70. Ligações nos sólidos

71. Ligações 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.
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).

72. Benzeno Tolueno Fenol (Hidróxi-Benzeno)

73. Spectra Shield – Polietileno de densidade
ultraelevada
 Dez vezes mais resistente que o aço
 d = 0,97gcm-3
 menor trauma fechado, isto é, menor
aprofundamento do colete sobre o corpo do
usuário (o máximo permitido pelas normas
americanas é de 44 mm), devido a sua maior
velocidade de dissipação de energia do
projétil, de cerca de 13400 m/s.

74. Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes
Forças intermoleculares: dipolo-dipolo, dispersão de London e
ligações de H.
Átomos mantidos unidos em redes grandes.
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).

75. Ligações nos sólidos
Sólidos covalentes

76. Ligações 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
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).

77. Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos
Íons (esféricos) mantidos unidos por forças eletrostáticas de atração.
Há algumas classificações simples para tipos de rede iônica.

78. Ligações nos sólidos
Sólidos iônicos

79. Ligações nos sólidos
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.
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.

80. Ligações nos sólidos
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.
Os íons de S2- são colocados em um tetraedro em volta dos íons
de Zn2+.
Exemplo: CuCl.

81. Ligações nos sólidos
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
unitária.
Exemplos: BaCl2, PbF2.

82. Ligações nos sólidos
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 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.

83. Ligações nos sólidos