Profa. Dra. Rita de Cássia L.B. Rodrigues
Departamento de Biotecnologia – LOT
E-mail: [email protected]
[email protected]
Fone: 3159-5027
Conceitos importantes:
 Matéria
 Massa
 Peso
Uma balança tradicional de dois pratos. Colocam-se
as massas conhecidas no prato da direita até o
ponteiro ficar centralizado. Os conteúdos de cada
prato têm, então, o mesmo peso e portanto,
também possuem a mesma massa.
 Matéria:
Tudo o que tem massa e ocupa
espaço.
 Massa
: A quantidade de matéria que um
objeto possui.
é
fixa
é
independente da localização do objeto
 Peso:
Uma medida da atração
gravitacional da terra por um objeto.
 Não
é fixa
 Depende
localização do objeto.
5

À quantidade de matéria de um corpo, dá-se o nome
de massa desse corpo. A unidade que mede massa é o
quilograma, (mais comumente, quilo) abreviada para kg.

A grandeza que causa a interação entre os corpos é
chamada de força. A unidade que mede a força é o
Newton, abreviada para N.

Aceleração é o efeito produzido em um ponto material
quando a ele é aplicada uma força. A unidade de
aceleração é o metro por segundo a cada segundo,
abreviada para m/s2.
A relação entre essas três grandezas é simples: por
definição, 1 N é a força que, aplicada a um corpo com
1 kg de massa, provoca uma aceleração de 1 m/s2.

Peso é uma força. É a força resultante da (ou produzida pela)
atração gravitacional exercida pela Terra sobre a massa de um
corpo. A unidade de peso é o quilograma força, abreviada para kgf.

A relação entre peso e massa também é simples: por definição,
1 kgf é a força que, aplicada a um corpo com 1 kg de massa,
provoca uma aceleração de 9,80665 m/s2 (que vem a ser a
aceleração devida à gravidade, medida ao nível do mar).

No dia a dia os conceitos de massa e peso se confundem e são
utilizados indiferentemente. É comum dizermos, por exemplo,
“meu peso é 75 quilos”, quando o certo seria dizer “meu peso é 75
quilogramas força”.
Mas mudar esse hábito é, certamente, uma batalha perdida. Trata-se,
entretanto, de grandezas totalmente diferentes. Massa é matéria,
é uma grandeza escalar; peso é uma força, é uma grandeza
vetorial.
 Propriedades
extensivas (Quantidades
extensivas)
 Propriedades intensivas (Quantidades
intensivas)
 Densidade
 Peso
específico ou densidade relativa
 Propriedade
física
 Propriedade química
Divida uma amostra em várias
partes, de tamanhos diferentes.
Propriedades Intensivas: São aquelas cujo valor é idêntico para
todas as partes e idêntico ao valor na amostra original, antes da
divisão.
Ex.: p.e., p.f., cor, cheiro, densidade, concentração, solubilidade,
brilho, pH, pressão de vapor, maleabilidade,condutividade
térmica e elétrica, dureza, potencial químico etc.
Propriedades Extensivas: são aquelas cuja SOMA dos seus valores em
cada uma das partes é igual ao valor da propriedade na amostra
original, anteriormente à divisão.
Estas propriedades variam linearmente com o tamanho da
amostra.
Ex.: volume, massa, quantidade de calor, número de mol,
dimensões físicas, G, F, U, H, Cp etc.
Quantidades Intensivas freqüentemente podem ser
expressas em termos de duas ou mais Quantidades
Extensivas.
Ex.: densidade, potencial químico, funções parciais molares.

As quantidades extensivas para substâncias puras podem
ser adicionadas entre si.
Ex.: somando um litro de água com outro litro de água teremos
sempre dois litros de água.


As quantidades extensivas para soluções ideais são
aditivas, isto é, podem ser somadas, como para as
substâncias puras.
As quantidades extensivas para as soluções reais, porém,
NÃO SÃO ADITIVAS !!!! devido às interações entre os
componentes da mistura
Assim, por exemplo, o volume de uma solução real NÃO É a
soma dos volumes dos seus constituintes!
( 1 litro de água + 1 litro de álcool ≠ 2 litros de solução! )
OBS.: solução real ≠ solução verdadeira!

Razão entre a densidade de uma substância e a
densidade de uma substância de referência
tal como a água.
p.esp
d substância
d água
Duas tabelas, uma contendo pesos específicos das
substâncias e outra contendo a densidade da água em
várias unidades, tomam o lugar de várias tabelas que
de outra forma seriam necessárias para expressar as
densidades das substâncias em várias unidades
diferentes.
Volume
• As unidades de volume são
dadas por (unidades de
comprimento)3.
– A unidade SI de volume
é o 1 m3.
• Normalmente usamos
1 mL = 1 cm3.
• Outras unidades de volume:
1 L = 1 dm3 = 1000 cm3 =
1000 mL.
Densidade
• Usada para caracterizar as substâncias.
• Definida como massa dividida por volume:
• Unidade comum : g/mL

Propriedade física: pode ser especificada sem
referencia a qualquer outra substância.
Ex. densidade, cor, magnetismo, massa e volume.

Propriedade química: estabelece alguma
interação entre substâncias químicas.
Ex. ferrugem é uma propriedade química do ferro.
O sódio é extremamente reativo com relação á
água , mas não o é com o gás hélio.
Substâncias puras e misturas

Se a matéria não é totalmente uniforme, então ela é uma
mistura heterogênea.

Se a matéria é totalmente uniforme, ela é homogênea.

Se a matéria homogênea pode ser separada por meios
físicos, então ela é uma mistura.

Se a matéria homogênea não pode ser separada por meios
físicos, então ela é uma substância pura.
•
Se uma substância pura pode ser decomposta em outras
substâncias mais simples por processos químicos comuns,
então ela é um composto.

Íons = átomos ou grupos de átomos dotados de carga elétrica


Elétrons = partículas carregadas negativamente
Composto iônico = É aquele composto de íons. Ex. NaCl sólido.
Os compostos iônicos não contêm moléculas e suas fórmulas
estabelecem somente a razão entre os diferentes átomos da substância.


Fórmula unitária = o termo utilizado para especificar o par de íons (Na e
Cl-) no Nacl ou o conjunto de três íons no CaCl2.

Peso- fórmula = Para um composto iônico é a soma dos pesos atômicos
dos elementos presentes em uma fórmula unitária .

Massa molar = aplica-se igualmente a compostos iônicos e moleculares.
È a massa em gramas de um mol de substância especificada.

A composição da substância, se em moléculas ou íons, não afeta o valor
da sua massa molecular.
É
a porcentagem da massa total
(também chamada percentagem
em massa) em que cada
elemento contribui.
Em
% massa
geral:
massa parte
massatodo
100
A
concentração molar é uma quantidade
intensiva formada como uma razão de duas
quantidades extensivas: moles e volume.
RAZÃO DO NÚMERO DE MOLES DO SOLUTO NA SOLUÇÃO
DIVIDIDO PELO VOLUME DA SOLUÇÃO, EXPRESSO EM
DECÍMETROS CÚBICOS (LITROS)
Solvente: substância presente em maior concentração
Soluto: substância presente em menor concentração
Concentração: Usa-se este termo para descrever as quantidades
relativas de soluto e solvente em uma reação




















Energia x trabalho ( mesmas unidades)
Energia cinética (Ec) x Energia potencial (Ep) (força atrativa ou repulsiva).
Processo exotérmico
Processo endotérmico
Energia quantidade extensiva
Energia total de um corpo (Ec+Ep)
Lei da conservação de energia
Unidades de energia no SI (joule=J) em unidades básicos do SI 1 kg m2/s2)
Reações químicas utilizar quilojoule (kJ), 1kJ=1000J)
Energia térmica envolve o conceito de temperatura.
Calor não é o mesmo que temperatura
Calor é energia e temperatura é a medida de intensidade de calor ou a falta deste.
Temperatura define a velocidade e a direção do escoamento de calor
Termômetro
Escala Celsius (antigamente chamada de escala centígrada).
Escala kelvin
No SI a unidade de temperatura é o Kelvin (k)
Caloria (cal) e quilocaloria (kcal). C maiúsculo para os nutricionistas é kcal
Capacidade calorífica específica (algumas vezes chamadas de calor específico)
A energia pode se manifestar de muitas formas, mas todas elas, em
última análise, estão relacionadas a movimento e/ou posição.
Energia Cinética (Ec)
É aquela relacionada ao movimento de um
corpo ou objeto. A energia cinética varia em função da massa e/ou
da velocidade.
Considerando dois veículos de massas
diferentes e velocidades iguais, terá maior
energia cinética aquele que tiver maior
massa.
Considerando dois veículos de massas iguais e
velocidades diferentes, terá maior energia
cinética aquele com maior velocidade.
Uma vez que a energia pode ser transferida de um objeto para outro
assim como trabalho, as unidades de energia e trabalho são as mesmas.
Energia potencial (Ep)
representa a energia que um corpo
possui, em virtude da força atrativa ou repulsiva que ele
experimenta diante de outros objetos. Se não há nenhuma força
atrativa ou repulsiva, o corpo não possui energia potencial.
• Quando queremos que a matéria passe da fase gasosa ou líquida
para a fase sólida, temos de diminuir sua temperatura (diminuir
a agitação térmica e, conseqüentemente, a energia cinética das
partículas).
• Sempre que a energia de um sistema diminui, sua estabilidade
aumenta; os sistemas que se encontram na fase sólida são mais
estáveis que os que se encontram nas fases líquida e gasosa.
• Todo processo que ocorre com liberação de energia para o meio
ambiente é denominado exotérmico. Os processos exotérmicos
em geral aumentam a estabilidade do sistema.
• Todo processo que ocorre com absorção de energia do meio
ambiente
é
denominado
endotérmico.
Os
processos
endotérmicos em geral diminuem a estabilidade do sistema.
• Na fase líquida as partículas da matéria possuem um grau de
organização menor que na fase sólida e maior que na fase gasosa.
• Por outro lado, a energia mecânica das partículas na fase líquida é
maior que na fase sólida e menor que na fase gasosa.
• Na fase líquida, as energias cinética e potencial das partículas da
matéria equivalem-se em cada temperatura.
• Na fase gasosa as partículas da matéria possuem o menor grau de
organização (maior desorganização) e, portanto, a maior energia
mecânica, com mais energia cinética que potencial.
• Por isso, quando a matéria passa da fase sólida para a fase líquida e
da fase líquida para a fase gasosa — processos endotérmicos —, a
temperatura (energia cinética das partículas) aumenta e a estabilidade
diminui.
 Lei
de conservação de energia
Calor é energia, enquanto que temperatura é
a medida da intensidade de calor ou falta
deste.
A temperatura é uma quantidade extensiva,
que define a direção e a velocidade do
escoamento do calor.
Unidades SI
• Observe que a unidade SI para comprimento é
o metro (m), enquanto a unidade SI para
massa é o quilograma (kg).
Temperatura
Existem três escalas de temperatura:
Escala Kelvin
– Usada em ciência.
– Mesmo incremento de temperatura como escala Celsius.
– A menor temperatura possível (zero absoluto) é o zero Kelvin.
– Zero absoluto: 0 K = -273,15 oC.
Temperatura
• Escala Celsius
– Também utilizada em ciência.
– A água congela a 0 oC e entra em ebulição
a 100 oC.
– Para converter: K = oC + 273,15.
C
K
273,15
• Escala Fahrenheit
– Geralmente não é utilizada em ciência.
– A água congela a 32 oF e entra em
ebulição a 212 oF.
– Para converter:
C
5
F - 32
9
F
9
C
5
32
Uma propriedade intensiva da matéria associada
com a energia
é a capacidade calorífica (calor específico):
A quantidade de calor necessário para elevar a
temperatura de 1g da sustância de 1°C.
Capacidade calorífica da água= 4,184J g-1 °C-1.
O grande calor específico da água é o responsável pelo efeito
moderador que os oceanos têm sobre o clima, uma vez que eles se
resfriam muito lentamente no inverno e se aquecem lentamente no
verão. O ar que se move sobre os oceanos não se resfria
demasiadamente no inverno nem se aquece demasiadamente no
verão.
O que acontece quando um líquido evapora num
recipiente aberto?
Todo o líquido desaparecerá, porque as moléculas
que escapam do líquido para a fase de vapor
difundem-se na atmosfera.
Que acontecerá se a mesma quantidade de líquido, à
mesma temperatura, for colocada em um
recipiente fechado?
Nesse caso, o volume do líquido decrescerá,
inicialmente, e torna-se-á constante.
Se acompanharmos a pressão do gás acima do
líquido, constataremos que, inicialmente, ela
aumentará e, então, também se nivelará em um
valor constante.
Como explicar estas observações?
Como explicar estas observações?
Moléculas com energias cinéticas mais altas
deixam o líquido, evaporando para a fase de
vapor, em que permanecem. A perda de
moléculas do líquido deve ser
acompanhada por uma diminuição do
volume.
Com o tempo, o espaço acima do líquido vai
sendo ocupado por mais e mais moléculas
gasosas e a PRESSÃO DE VAPOR AUMENTA.
A
seguir atingimos o EQUILÍBRIO DINÂMICO,
ou seja, o líquido estará em equilíbrio
dinâmico com seu vapor. Explique como isso
ocorre?
Continuando…com o aumento do número de
moleculas de gás, o número de colisões com as
paredes deste volume restrito aumenta.
Uma destas paredes é a própria superfície do
líquido, que captará qualquer molécula
incidente com baixa energia cinética.
A CONDENSAÇÃO, BEM COMO A EVAPORAÇÃO
(VAPORIZAÇÃO), OCORRE NA SUPERFÍCIE DO
LÍQUIDO.
Eventualmente o número de moléculas no vapor
torna-se bastante grande e a taxa na qual o gás
condensa se iguala exatamente à taxa na qual o
líquido evapora.
Quando isso ocorre, não se observa nenhuma
variação posterior tanto do volume do líquido
como da pressão exercida por seu vapor.
PRESSÃO DE VAPOR DE EQUILÍBRIO DO LÍQUIDO=
É a pressão exercida pelo vapor acima do
líquido, quando o equilibrio é estabelecido.
Esta pressão de vapor depende da facilidade com
que suas moléculas podem deixar o líquido.
 Nos líquidos onde as forças atrativas
intermoleculares são intensas, a pressão de
vapor é baixa e vice-versa.
 Com o aumento da temperatura no líquido
aumenta-se a quantidade de moléculas para
vencer as forças atrativas, a pressão de vapor
deve aumentar com o aumento da temperatura.
 SEMPRE QUE A PRESSÃO DE VAPOR FOR DADA, A
TEMPERATURA NA QUAL ELA FOI MEDIDA
TAMBÉM DEVERÁ SER ESPECIFICADA.



Mede-se a altura do mercúrio. A seguir adiciona-se ao
barômetro por meio de um conta-gotas, o líquido
cuja pressão de vapor se deseja determinar.
A maioria dos líquidos é menos densa que o
mercúrio e flutua sobre a sua superfície.
 Pressão
atmosférica = Pressão total exercida
sobre o nível de referencia do lado de fora
em cada barômetro.
 Pressão
total exercida dentro do
barômetro é PHg, ou seja, a pressão devida à
atração da gravidade sobre o mércurio na
coluna mais Pvapor, que é a pressão exercida
pelo vapor em equilíbrio com o seu líquido.
A
pressão adicional exercida pelo peso da
pequena quantidade de líquido no topo da
coluna é desprezivelmente pequena.
 Em
cada barômetro em equilíbrio temos:
a) Pvapor = 0, Patm=PHg=101,3kPa
b) Pvapor = ?, Patm=PHg=98,1kPa
c) Pvapor = ?, Patm=PHg=92,7kPa
d) Pvapor = ?, Patm=PHg=28,6kPa
a 25°C, a pressão de vapor de água é 3,2 kPa, a do álcool
etílico=8,6kPa e do éter dietílico = 72,7kPa.
Compare estas pressões e diga qual das moléculas tem forças
atrativas mais fracas e porque?
A
pressão de vapor de um líquido é
dependente da natureza do líquido e de sua
temperatura.
Que acontece à pressão de vapor, quando o
volume do vapor varia? (analisar as figuras 8.14
a, b e c)
Importante = ao puxar o pistão reduzimos as colisões com
a superfície do líquido reduzindo a condensação mas sem
alteração da velocidade de evaporação.
A evaporação ocorrerá mais rapidamente e logo a velocidade
de condensação será re-estabelecida desde que a
temperatura não tenha variado, a pressão de vapor
retornará ao seu valor inicial.
Neste novo equilíbrio temos, maior volume de gás ocupado
por mais moléculas, a pressão de vapor será a mesma
de antes da variação de volume mas o volume do
líquido será ligeiramente menor.

Importante = ao empurrar o pistão diminui-se o volume
do vapor e perturbamos o equilíbrio.
Aumenta-se as colisões das moléculas com a superfície do
líquido e teremos aumento da velocidade de
condensação, mas com pouco efeito na velocidade de
evaporação.

A velocidade segundo a qual as moléculas deixam a fase de
vapor será maior que a velocidade segundo as moléculas
deixam a fase líquida.
Esta desigualdade nas velocidades fará decrescer a
pressão exercida pelo vapor e o volume do líquido
aumentará.
A pós re-estabelecimento do equilíbrio o menor volume
de vapor será ocupado por menos moléculas gasosas,
a pressão de vapor terá retornado ao seu valor inicial
e o volume do líquido terá aumentado ligeiramente.
 Conclusão:
A pressão de vapor de um líquido é
independente do volume do reservatório,
desde que exista algum líquido presente para
que possa ser estabelecido um equilíbrio.
Princípio de Le Châtelier
A
reação de qualquer sistema em
equilíbrio, quando é aplicada uma força,
pode ser descrita pelo princípio de Le
Châtelier que estabelece que, quando um
sistema em um estado de equilíbrio
dinâmico for perturbado por alguma força
externa, o sistema será, se possível,
deslocado para uma nova posição de
equilíbrio para minimizar o efeito desta
força.
Princípio de Le Châtelier
Aplique o Princípio de Le Châtelier para
descrever o efeito que as variações de volume
tem sobre um equilíbrio líquido-vapor.
Voltando ao exemplo anterior (Fig.14.b) o
Princípio de Le Châtelier nos diz, diminuindose a pressão (pelo aumento do volume)
provoca-se uma evaporação do líquido.
 Após o equilíbrio ter sido restabelecido,
existirá menos líquido e mais vapor presente
no recipiente e dizemos que a posição de
equilíbrio e mais vapor representada por

Deslocou-se para a direita
Princípio de Le Châtelier
Descreva o efeito das variações de temperatura sobre
um equilibrio utilizando o Princípio de Le Châtelier



O aumento da temperatura de um sistema em
equilíbrio favorece a absorção de energia (UMA
VARIAÇÃO ENDOTERMICA).
Em um equilíbrio líquido-vapor, isto significa que
um aumento de temperatura faz mais líquido
evaporar, porque este processo absorve calor.
Baixando-se a temperatura (removendo calor),
beneficia-se a liberação de energia, UMA VARIAÇÃO
EXOTÉRMICA. Quando a temperatura é baixada em
um equíbrio líquido-vapor, mais moléculas
condensam, indo para a fase líquida, liberando
calor e, conseqüentemente, minimizando o efeito
da força aplicada.
Princípio de Le Châtelier
 Em
suma, este princípio prevê que
um aumento de temperatura
deslocará a posição de equilíbrio
na direção do processo
endotérmico.
 Do
mesmo modo, um decréscimo
na temperatura favorecerá a
variação exotérmica.
Curvas de pressão de
vapor para os líquidos
As curvas de pressão e vapor x
temperatura não continuam
indefinidamente.
 Considere um recipiente
fechado parcialmente cheio
sendo aquecido. No começo há
uma fronteira ou superfície
distinta entre o líquido mais
denso e o vapor menos denso.
 Com o aumento do número de
moléculas por centímetro
quadrado tem-se aumento na
densidade de vapor. Ao mesmo
tempo, o líquido se torna menos
denso, ele expande.

Curvas de pressão de
vapor para os líquidos
Continuando...
 Portanto, à medida que a
temperatura sobe a densidade
de vapor que está aumentando
se aproxima da densidade do
líquido que está diminuindo.

Atinge-se uma temperatura na
qual ambas são idênticas, não
havendo diferença real entre as
duas fases, não se observando
nenhuma fronteira entre as
duas fases.
 TEMPERATURA
CRÍTICA (Tc)=
é a temperatura mais alta na
qual existe uma fase líquida
distinta.
 PRESSÃO CRÍTICA (Pc)= é a
pressão de vapor na
temperatura crítica.
A
curva de pressão de vapor x
temperatura terminam na Tc
e Pc.
Curvas de pressão de vapor
para os líquidos
Quando a temperatura de
uma substância está abaixo
da sua Tc o seu vapor pode
ser liquefeito aumentando-se
a pressão.
 Acima da Tc, ele não pode
ser liquefeito
independentemente da
pressão usada, uma vez que
só pode existir uma fase.
 Ex. O Hélio não pode ser
liquefeito até que seja
resfriado a, pelo menos,
-267,8°C.

O que acontece quando a pressão de
vapor do líquido torna-se igual à
pressão atmosférica?
O líquido entra em ebulição. Quando
uma bolha se forma, o líquido que
originalmente ocupava este espaço é
afastado e o nível do líquido no
recipiente é forçado para cima, contra
a pressão exercida de cima para baixo
pela atmosfera.
PONTO DE EBULIÇÃO = é a temperatura
na qual o líquido ferve, é portanto, a
temperatura na qual a sua pressão
de vapor se iguala à pressão
atmosférica.
Durante a ebulição a pressão de
vapor do líquido é igual a pressão
atmosférica, Uma vez que a pressão
de vapor permanece constante a
temperatura do líquido em ebulição
também é constante.
PONTO DE EBULIÇÃO DEPENDE DA
PRESSÃO ATMOSFÉRICA REINANTE.
Ponto de ebulição normal = ponto de
ebulição de um líquido á 1 atm
(101,325kPa).
 Pontos de ebulição dados em tabelas
de referencia são sempre pontos de
ebulição normais, a menos que haja
indicação em contrário.

O que acontece dentro de uma
panela de pressão?
Líquidos cujas forças atrativas são
relativamente intensas tem
pontos de ebulição altos,
enquanto líquidos com forças
atrativas fracas fervem a uma
temperatura relativamente baixa.
 Na
Tabela 8.1 vemos que os pontos
de ebulição seguem a tendência do
∆Hvap.
Dependência do ponto de
ebulição nas forças
intermoleculares
(Fig.8.17).
 Grupo IV A = á medida
que os pesos atômicos
aumentam , os ponto de
ebulição também
aumentam.
Á medida que o tamanho
das moléculas aumentam
do CH4 ao SnH4, as forças
de London também
aumentam (vimos
anteriormente) e assim
também o ponto de
ebulição.
 Grupos
VA, VIA e VIIA =
exceto para os
primeiros membros dos
compostos de
hidrogênio, o ponto de
ebulição cresce com o
aumento do peso
atômico do elemento no
grupo.
Continuando...Porque isso
acontece com os
primeiros membros de
cada grupo?
Isto acontece porque esses
compostos apresentam
forças atrativas adicionais á
força de London – pontes
de hidrogênio, sendo esta
mais fortes para estes
primeiros elementos, visto
que o hidrogênio está
ligado a um elemento
eletronegativo muito
pequeno.
Assim, a contribuição da
ponte de hidrogênio é mais
intensa e relativamente
sem importância para os
membros restantes.
 Para
qualquer substância, 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,
dependendo se nos aproximamos deste
ponto partindo de uma temperatura
mais alta ou mais baixa.
 Durante
a mudança de fase, ou seja,
enquanto as duas fases estiverem
presente, não ocorre variação de
temperatura.
Variações de energia associada com o
congelamento e a fusão
 CALOR LATENTE MOLAR DE
CRISTALIZAÇÃO, ∆Hcrist = é a quantidade
de energia que deve ser removida de 1 mol
de um líquido para convertê-lo num sólido
à mesma temperatura.
 CALOR LATENTE MOLAR DE FUSÃO, ∆Hfus
= é a energia necessária para fundir 1 mol
de um sólido.

∆Hcris e ∆Hfus devem ser idênticos = um é o
negativo do outro.
Explique porque o ∆Hvap é sempre maior que o ∆Hfus.


Quando um sólido funde, existem variações relativamente
pequenas nas distâncias entre as moléculas.
Como resultado são envolvidas apenas variações pequenas de
energia potencial. Quando um líquido é convertido em um
gás, as distâncias intermoleculares aumentam bastante e
ocorrem grandes variações de energia. Isto significa que a
quantidade de energia (∆Hfus) necessária para fazer as
moléculas de um sólido vencerem suas forças atrativas e
formarem um líquido é pequena, comparada à energia (∆Hvap)
necessária para as moléculas do líquido afastarem-se,
formando um gás.