1. Algumas Propriedades dos Líquidos 1.1 Viscosidade Alguns líquidos, como o melaço e o óleo de motor, fluem lentamente; enquanto que outros, como a água e a gasolina, fluem rapidamente. A resistência de um líquido para fluir (escoar) é chamada de viscosidade. Quanto maior a viscosidade de um líquido, mais lentamente ele flui. A unidade comum de viscosidade é o poise (P). 1 P = 1 g cm -1 s -1 Ou em unidades SI 10 P = 1 Pa s = 1 Kg m -1 s -1 Frequentemente a viscosidade é relatada em centipoise (cp). 0,01 P = 1 cp ou em unidades SI 1 cp = 1 mpa s A viscosidade esta relacionada com a facilidade de moléculas individuais de líquidos poderem mover-se em relação às outras. Logo ela depende das forças atrativas entre as moléculas e do fato de existirem ou não características estruturais que façam as moléculas tornarem-se emaranhadas. Assim, a viscosidade diminui com o aumento da temperatura e em geral aumenta com o aumento da massa molecular.
1.2 Tensão Superficial As moléculas situadas no interior de um líquido são atraídas em todas as direções pelas moléculas vizinhas e, por isso, a resultante das forças que atuam sobre cada molécula é praticamente nula. Já as moléculas da superfície do líquido, entretanto, sofrem apenas atração apenas pelas moléculas que estão abaixo e ao lado. Esta força para o interior atrai as moleculas da superfície para dentro, reduzindo a área supercial. Isso faz com que a mesma comporte-se como uma película elástica. Esse efeito permite que uma agulha (muitos mais densa que a água) colocada cuidadosamente possa flutuar sobre a superfície da água e que insetos possam caminhar sobre a superfície da água. Uma gota d água apresenta uma forma esférica devido ser o estado de menor área supercial em relação a seu volume. As forças intermoleculares que unem as moléculas similares são chamadas de forças de coesão. As que unem uma substância à uma superfície são chamadas de forças de adesão. A água colocada em um tudo de vidro adere ao vidro porque as forças adesivas (água-vidro) são mais intensas que as coesivas
(água-água). Por isso, o menisco da água em o formato em U. Já para o mercúrio das forças coesivas (mercúrio-mercúrio) são mais intensas que as adesivas (mercúrio-vidro), resultando em um menisco curvado para baixo. 2. Mudanças de Fase Toda mudança de fase é acompanhada por uma variação na energia do sistema. À medida que um sólido é aquecido, os átomos (ou moléculas) vibram ao redor de suas posições de equilíbrio com movimento energético crescente. Quando o sólido funde, as unidades que o constituem ficam livres para se mover, uns em relação aos outros. O que significa que as separações médias das moleculas aumentam. Esse processo é chamado de fusão.
Deste modo, as moléculas do líquido podem escapar para a fase gasosa, gerando uma pressão. A essa pressão damos o nome de pressão de vapor. Se o sistema estiver fechado moléculas já na fase gasosa podem voltar ao estado líquido, gerando um equilíbrio entre evaporação e condensação. Os líquidos que evaporam rapidamente são conhecidos como voláteis. Quando a temperatura aumenta as moléculas adquirem uma energia cinética maior estas, por sua vez, podem superar as forças coesivas, resultado em um maior desprendimento das moleculas da superfície do líquido. Assim, a pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura até que se iguale à pressão externa sobre o líquido, normalmente a pressão atmosférica (quando o sistema está aberto).
Neste ponto, bolhas de vapor são capazes de se formar no interior do líquido. Quando a pressão da bolha é igual à 1 atm (pressão atmosferica) esta pode se desprender do líquido. Neste ponto, diz-se que o líquido alcançou seu ponto de ebulição normal.
2.1 Diagramas de Fase Sob condições apropriadas de temperatura e pressão, um sólido pode estar em equilíbrio com o estado líquido e até mesmo com o estado gasoso. O diagrama de fase é um gráfico que resume as condições de equilíbrio existentes entre os diferentes estados da matéria, além de permitir determinar a fase de uma substância estável em qualquer temperatura e pressão. 1. A linha AB representa o equilíbrio entre as fases líquida e gasosa; 2. A linha AC representa a variação na pressão de vapor do sólido à medida que este se purifica em diferentes temperaturas; 3. A linha AD representa o equilíbrio entre as fases líquida e sólida. Em geralm essa linha declina lentamente para a direita conforme a pressãoaumenta. Isso porque, a maioria dos sólidos tem uma estrutura mais densa do que no estado líquido.
O ponto A, onde as três curvas se encontram, é conhecido como ponto triplo. Esse é o único ponto em que as três fases estão em equilíbrio simultaneamente. 3. Estruturas dos Sólidos Os sólidos podem ser cristalinos ou amorfos (não cristalinos). Em um sólido cristalino os átomos, íons ou moléculas estão ordenados em arranjos bem definidos. Esses sólidos geralmente têm superfícies planas ou faces que fazem ângulos definidos entre si. Sólido amorfo (das palavras gregas para sem forma ) é aquele cujas partículas não têm estrutura regular. Eles não possuem faces e formas bem definidas. Muitos sólidos cristalinos possuem diversas formas e cores, como pode-ser na figura abaixo:
3.1 Células Unitárias A célula unitária é a menor unidade que se repete em um cristal, guardando toda a simetria de um cristal inteiro. Um sólido cristalino pode ser representado por uma rede tridimensional de pontos, cada um dos quais representa uma vizinhança idêntica no cristal. Tal rede de pontos é chamada de rede cristalina.
Existem três tipos de células unitárias cúbicas. Quando os pontos de rede estão somente nos vértices, a célula unitária é chamada de cúbica simples. Quando também aparece um ponto de rede no centro da célula unitária, a célula é cúbica de corpo centrado. Quando a célula tem pontos de rede no centro de cada face, bem como em cada vértice, ela é cúbica de face centrada. 3.2 A Estrutura Cristalina do Cloreto de Sódio Na estrutura cristalina co cloreto de sódio (NaCl) podemos encontrar os íons Na + e Cl - nos pontos de rede de uma célula unitária de fase centrada.
Nesta representação não se dá atenção aos tamanhos relativos dos íons. A representação abaixo, por outro lado, mostra os tamanhos relativos dos íons e como eles preenchem a célula unitária. Observe que as partículas nos vértices, nas arestas e nas faces estão compartilhadas com outras células.