A matéria e as substâncias

A matéria é muito difícil de ser definida com precisão sem o apoio das ideias avançadas da física das partículas elementares, porém uma definição operacional simples é que matéria é qualquer coisa que tem massa e ocupa espaço. Assim, o ouro, a água e a carne são formas da matéria, mas a radiação eletromagnética (que inclui a luz) e a justiça não o são.

Na linguagem diária, uma substância é apenas outro nome da matéria. Em química, porém, uma substância é uma forma simples e pura da matéria. Logo, ouro e água são substâncias distintas. A carne é uma mistura de muitas substâncias diferentes e, no sentido técnico usado em química, não é uma substância. O ar é matéria, mas, sendo uma mistura de vários gases, não é uma substância.

As propriedades da matéria

A química trata das propriedades da matéria, isto é, de suas características. Uma propriedade física de uma substância é uma característica que pode ser observada ou medida sem mudar a identidade dessa substância. A massa, por exemplo, é uma propriedade física de uma amostra de água; outra, é sua temperatura. As propriedades físicas incluem características como o ponto de fusão (a temperatura na qual um sólido passa a líquido), a dureza, a cor, o estado da matéria (sólido, líquido ou gás) e a densidade. Quando uma substância sofre uma alteração física, sua identidade não muda, porém as propriedades físicas tornam-se diferentes. Quando a água congela, por exemplo, o gelo sólido ainda é água. Uma propriedade química refere-se à capacidade de uma substância de transformar-se em outra substância. Uma propriedade química do gás hidrogênio, por exemplo, é que ele reage com oxigênio (queima) para produzir água. Uma propriedade química do metal zinco é que ele reage com ácidos para produzir o gás hidrogênio. Quando uma substância sofre uma alteração química, ela é transformada em uma substância diferente, como o hidrogênio sendo convertido em água.

As propriedades extensivas e intensivas

As propriedades são classificadas segundo sua dependência do tamanho da amostra:

• Uma propriedade extensiva depende do tamanho (extensão) da amostra.
• Uma propriedade intensiva não depende do tamanho da amostra.

Mais precisamente, se um sistema é dividido em partes e verifica-se que a propriedade do sistema completo tem um valor que é a soma dos valores encontrados para a propriedade em cada uma das partes, então esta propriedade é extensiva. Se isso não acontecer, então a propriedade é intensiva. O volume é uma propriedade extensiva: $\pu{2 kg}$ de água ocupam duas vezes o volume de $\pu{1 kg}$ de água. A temperatura é uma propriedade intensiva, porque, independentemente do tamanho da amostra de um banho uniforme de água, a temperatura dela será sempre a mesma. A importância da distinção é que substâncias diferentes podem ser identificadas com base em suas propriedades intensivas. Assim, uma amostra de água é identificada observando-se sua cor, sua densidade ($\pu{1 g.cm-3}$), seu ponto de fusão ($\pu{0 \degree C}$), seu ponto de ebulição ($\pu{100 \degree C}$) e o fato de que é um líquido.

Algumas propriedades intensivas são uma razão entre duas propriedades extensivas. Por exemplo, a densidade é a razão entre a massa, $m$, de uma amostra dividida por seu volume, $V$: $$\text{densidade} = \dfrac{ \text{massa} }{ \text{volume} } \quad\text{ou}\quad d = \dfrac{m}{V}$$

A densidade de uma substância independe do tamanho da amostra, porque quando o volume dobra, sua massa também dobra, assim a razão entre a massa e o volume permanece constante. Portanto, a densidade é uma propriedade intensiva e pode ser utilizada para identificar uma substância. A maior parte das propriedades depende do estado da matéria e de condições como temperatura e pressão. Por exemplo, a densidade da água em $\pu{0 \degree C}$ é $\pu{1,00 g.cm-3}$, mas em $\pu{100 \degree C}$ é $\pu{0,96 g.cm-3}$. A densidade do gelo em $\pu{0 \degree C}$ é $\pu{0,92 g.cm-3}$, e a densidade do vapor de água em $\pu{100 \degree C}$ e na pressão atmosférica é cerca de duas vezes menor, $\pu{0,60 g.cm-3}$.

Exemplo 2A.1.1

Cálculo da massa usando a densidade

A densidade do selênio é $\pu{4,8 g.cm-3}$.

Calcule a massa de $\pu{6,5 cm3}$ de selênio.

Etapa 2. Use a definição de densidade.

De $d = m/V$ $$m = (\pu{4,8 g//cm3}) \times (\pu{6,5 cm3}) = \fancyboxed{ \pu{31 g} }$$

Os compostos

Um composto é uma substância eletricamente neutra, formada por dois ou mais elementos diferentes cujos átomos estão em uma proporção definida. Um composto binário é formado por dois elementos. A água, por exemplo, é um composto binário de hidrogênio e oxigênio, com dois átomos de hidrogênio para cada átomo de oxigênio. Qualquer que seja a fonte de água, sua composição é a mesma. Uma substância com uma razão atômica diferente não seria água! O peróxido de hidrogênio, $\ce{H2O2}$, por exemplo, tem um átomo de hidrogênio para cada átomo de oxigênio.

Em um composto, os elementos não estão apenas misturados. Seus átomos estão unidos, ou ligados, uns aos outros de maneira específica, devido a uma reação química. O resultado é uma substância com propriedades químicas e físicas diferentes das dos elementos que a formam. Quando o enxofre se queima no ar, por exemplo, ele se combina com o oxigênio para formar o dióxido de enxofre. O enxofre, um sólido amarelo, e o oxigênio, um gás inodoro, produzem um gás incolor, irritante e venenoso.

Os químicos determinaram que os átomos podem ligar-se para formar moléculas ou participar de compostos como íons:

• Uma molécula é um grupo discreto de átomos ligados em um arranjo específico.
• Um íon é um átomo ou um grupo de átomos com carga positiva ou negativa.

Um íon com carga positiva é chamado de cátion e um íon com carga negativa, de ânion. Assim, um átomo de sódio com carga positiva é um cátion, representado como $\ce{Na^+}$. Um átomo de cloro com carga negativa é um ânion, representado como $\ce{Cl^-}$. Um exemplo de cátion poliatômico é o íon amônio, $\ce{NH4^+}$, e um exemplo de ânion poliatômico é o íon carbonato, $\ce{CO3^{2-}}$. Observe que este último tem duas cargas negativas. Um composto iônico é formado por íons, em uma razão tal que o total é eletricamente neutro. Um composto molecular é formado por moléculas eletricamente neutras

As moléculas e os compostos moleculares

A fórmula química de um composto representa sua composição em termos de símbolos químicos. Os subscritos mostram o número de átomos de cada elemento que estão presentes na menor unidade representativa do composto. Para compostos moleculares, é comum usar a fórmula molecular, uma fórmula química que mostra quantos átomos de cada tipo de elemento estão presentes em uma única molécula do composto. Assim, por exemplo, a fórmula molecular da água é $\ce{H2O}$, isto é, cada molécula contém um átomo de $\ce{O}$ e dois átomos de $\ce{H}$.

Figura 2A.1.1

Alguns elementos também existem na forma molecular. Exceto os gases nobres, todos os elementos gasosos em temperaturas comuns são encontrados como moléculas diatômicas (com dois átomos) e, em menor proporção, como moléculas triatômicas (com três átomos). As moléculas do gás hidrogênio, por exemplo, contêm dois átomos de hidrogênio e são representadas por $\ce{H2}$. A forma mais comum do oxigênio é composta por moléculas diatômicas, também chamadas de dioxigênio, $\ce{O2}$. Uma forma menos comum, o ozônio, tem fórmula $\ce{O3}$. O enxofre sólido existe como moléculas $\ce{S8}$ e o fósforo ocorre como moléculas $\ce{P4}$. O nitrogênio e todos os halogênios existem como moléculas diatômicas: $\ce{N2}$, $\ce{F2}$, $\ce{Cl2}$, $\ce{Br2}$ e $\ce{I2}$.

Os íons e os compostos iônicos

Para visualizar os compostos iônicos, você terá de imaginar um grande número de cátions e ânions, juntos, em um arranjo regular tridimensional mantido pela atração entre suas cargas opostas. Cada cristal de cloreto de sódio, por exemplo, é um conjunto ordenado com um número muito grande de íons $\ce{Na^+}$ e $\ce{Cl^-}$ que se alternam. Cada cristal de uma pitada de sal contém mais íons do que todas as estrelas do universo visível.

Figura 2A.1.2

As fórmulas dos compostos iônicos e dos compostos moleculares significam coisas diferentes. Cada cristal de cloreto de sódio pode ter um número total diferente de cátions e ânions de qualquer outro cristal. É impossível especificar o número de íons presentes como sendo a fórmula desse composto iônico, porque para cada cristal teríamos uma fórmula diferente e os subscritos ficariam enormes. Entretanto, a razão entre o número de cátions e o número de ânions é a mesma em todos os cristais e a fórmula química mostra isso. No cloreto de sódio, existe um íon $\ce{Na^+}$ para cada íon $\ce{Cl^-}$; logo, sua fórmula é $\ce{NaCl}$. O cloreto de sódio é um exemplo de composto iônico binário, um composto formado por íons de dois elementos. Outro composto binário, $\ce{Ca(NO3)2}$, é formado por íons $\ce{Ca^{2+}}$ e $\ce{NO3^-}$ na razão $1:2$, necessária para a neutralidade de carga.

Um grupo de íons com o mesmo número de átomos dado pela fórmula é denominado fórmula unitária. A fórmula unitária do cloreto de sódio, $\ce{NaCl}$, por exemplo, é formada por um íon $\ce{Na^+}$ e um íon $\ce{Cl^-}$. A fórmula unitária do sulfato de amônio, $\ce{(NH4)2SO4}$, é constituída por dois íons $\ce{NH4^+}$ e um íon $\ce{SO4^{2-}}$.

Atenção!

Você consegue determinar, com frequência, se uma substância é um composto iônico ou molecular analisando sua fórmula:

• Os compostos binários moleculares normalmente são formados por dois não metais como em $\ce{H2O}$.
• Os compostos iônicos são, normalmente, formados por uma combinação de um metal e um ou mais não metais como em $\ce{K2SO4}$. As principais exceções são os compostos do íon amônio $\ce{NH4^+}$, como o nitrato de amônio, $\ce{NH4NO3}$, que são iônicos, embora todos os elementos presentes sejam não metais.

Os estados da matéria

As substâncias e a matéria, em geral, podem assumir diferentes fases, isto é, diferentes formas física, chamadas de estados da matéria. Os três estados da matéria mais comuns são sólido, líquido e gás:

• Um sólido retém sua forma e não flui.
• Um líquido é fluido, tem superfície bem definida e que toma a forma do recipiente que o contém.
• Um gás é fluido e que ocupa todo o recipiente que o contém.

A Fig. 2A.1.3 mostra as diferentes configurações e mobilidades de átomos e moléculas nos três estados da matéria:

• Em um sólido, como o gelo ou o cobre, os átomos são empacotados de modo a ficarem muito perto uns dos outros. O sólido é rígido porque os átomos não podem mover-se facilmente, porém, não ficam imóveis: eles oscilam em torno de sua posição média, e o movimento de oscilação fica mais vigoroso com o aumento da temperatura.
• Em um líquido, os átomos e as moléculas têm empacotamento semelhante ao de um sólido, porém eles têm energia suficiente para mover-se facilmente uns em relação aos outros. O resultado é que um líquido, como a água ou o cobre fundido, flui em resposta a forças como a da gravidade.
• Em um gás, como o ar (que é uma mistura de nitrogênio e oxigênio, principalmente) e o vapor de água, as moléculas são quase totalmente livres umas das outras: elas se movem pelo espaço em velocidades próximas à do som, eventualmente colidindo e mudando de direção.

Figura 2A.1.3

As fases de uma substância também incluem as diferentes formas de sólido, como as fases diamante e grafite do carbono. Essas duas formas de carbono são alótropos, isto é, são formadas pelo mesmo elemento e diferem na forma de ligação dos átomos. Em apenas um caso – o do hélio – existem duas formas líquido da mesma substância.

A conversão de uma substância de uma fase em outra, como a fusão do gelo, a vaporização da água ou a conversão do grafite em diamante, é chamada de transição de fase.

Os diagramas de fases

Um diagrama de fases é um gráfico que mostra as fases mais estáveis em pressões e temperaturas diferentes. A Fig. 2A.1.4 mostra o diagrama de fases da água e a Fig. 2A.1.5 mostra o do dióxido de carbono.

Qualquer ponto da região marcada sólido (mais especificamente gelo, no caso da água) corresponde a condições nas quais a fase sólido da substância é a mais estável. O mesmo acontece nas regiões marcadas líquido e vapor (ou gás), que indicam as condições em que a fase líquido e a fase vapor são as mais estáveis.

Por exemplo, o diagrama de fases do dióxido de carbono mostra que uma amostra da substância, em $\pu{10 \degree C}$ e $\pu{2 atm}$, é um gás, mas se a pressão aumentar, em temperatura constante, até $\pu{10 atm}$, o dióxido de carbono se transformará em um líquido.

Figura 2A.1.4

Figura 2A.1.5

As linhas que separam as regiões dos diagramas de fases são chamadas de limites de fase. Cada ponto da linha que limita duas regiões representa a temperatura e a pressão específicas nas quais duas fases vizinhas coexistem em equilíbrio dinâmico, porque os processos direto e inverso continuam ocorrendo, mas em velocidades idênticas.

• O limite líquido-gás marca a temperatura de ebulição, na qual ocorre vaporização (equilíbrio dinâmico entre o líquido e o gás) em todo o líquido, não só na superfície, e o líquido ferve. O ponto de ebulição normal, $T_\mathrm{eb}$, de um líquido é a temperatura na qual um líquido ferve quando a pressão atmosférica é $\pu{1 atm}$.
• O limite sólido-líquido marca a temperatura de fusão, na qual as fases sólido e líquido estão em equilíbrio dinâmico, variando ligeiramente quando a pressão é alterada. O ponto de fusão normal, $T_\mathrm{fus}$, de um sólido é a temperatura na qual se transforma em líquido quando a pressão atmosférica é $\pu{1 atm}$.

Em um ponto triplo os três limites de fase se encontram em um diagrama de fase. No caso da água, o ponto triplo das fases sólido, líquido e vapor está em $\pu{4,6 Torr}$ e $\pu{0,01 \degree C}$. No ponto triplo, as três fases (gelo, líquido e vapor) coexistem em equilíbrio dinâmico. O sólido está em equilíbrio com o líquido, o líquido com o vapor e o vapor com o sólido. A localização do ponto triplo de uma substância é uma propriedade característica da substância e não pode ser mudada alterando-se as condições.

A partir do ponto crítico a superfície de separação entre o líquido e o vapor desaparece, e uma única fase uniforme preenche o recipiente. Como uma substância que enche completamente o recipiente que ocupa é, por definição, um gás, temos de concluir que esta fase única uniforme é um gás, a despeito de sua alta densidade. Desde que a temperatura permaneça acima da temperatura crítica, verifica-se que, mesmo que a pressão aumente por compressão da amostra, não se observa a superfície característica da separação das fases. O fluido denso que existe acima da temperatura e pressão críticas é chamado de fluido supercrítico.

Nota de boa prática

Um vapor é a fase gás de uma substância abaixo de sua temperatura crítica que, portanto, pode ser condensado em um líquido mediante a aplicação de pressão.

Exemplo 2A.1.2

Interpretação do diagrama de fases

Considere o diagrama de fases do benzeno.

Descreva os estados físicos e as mudanças de fase quando uma amostra de benzeno sofre a transformação $ABCDE$.

Etapa 2. Descreva as mudanças de fase.

• $A \to B$: fusão.
• $B \to C$: não há mudança de fase.
• $C \to D$: condensação e solidificação.
• $D \to E$: sublimação.

O enxofre tem duas fases sólidas, rômbico e monoclínico, correspondendo aos dois modos de empacotamento das moléculas de $\ce{S8}$ em forma de coroa. O sólido formado quando o enxofre cristaliza varia em função da temperatura e da pressão. Muitas substâncias têm várias fases sólido.

Figura 2A.1.6

A Fig. 2A.1.6 mostra que o enxofre pode existir em qualquer uma de quatro fases: dois sólidos (enxofre rômbico e monoclínico), um líquido e um vapor. Existem três pontos triplos no diagrama, em que podem coexistir em equilíbrio as várias combinações dessas fases como o sólido rômbico, o sólido monoclínico e o vapor em $\pu{96 \degree C}$, o sólido monoclínico, o líquido e o vapor em $\pu{120 \degree C}$, e em $\pu{151 \degree C}$ e pressões muito mais elevadas, o sólido monoclínico, o sólido rômbico e o líquido. A existência simultânea de quatro fases, em um sistema de um componente (enxofre rômbico, enxofre monoclínico, enxofre líquido e vapor de enxofre, todos em equilíbrio), porém, nunca foi observada. Um ponto quádruplo não pode existir.