Aula de Fernando Garcia
O estudo inicial da matéria
Agora que já sabemos os conceitos base que sustentam a química como ciência atualmente, podemos nos aprofundar mais no estudo da matéria como um todo. Nessa aula, vamos discutir mais essencialmente algumas características físicas da matéria e fenômenos físicos que ela pode realizar. Assim, vamos abordar os diferentes estados físicos da matéria, o princípio de mudanças de fase, gráfico de aquecimento, misturas eutéticas e azeotrópicas, e o diagrama de fases de uma substância pura.
Os diferentes estados físicos da matéria
Primeiro, vamos definir aqui o que seria um estado físico que se encontra alguma porção de matéria. Bom, um estado físico, às vezes chamado de estado de agregação, pode ser definido como o estado em que a matéria pode ser encontrada, tendo cada estado uma característica específica, porém, podemos simplificar essa definição, dizendo que é apenas um modo de organização da matéria. Um adendo importante é que o estado físico em que certa substância possa se encontrar depende da temperatura e pressão, ou seja, a depender desses dois parâmetros, seu estado pode mudar para um mais estável nessas novas condições.
Atualmente, temos cerca de 
estados físicos possíveis para a matéria, entretanto, neste material vamos focar no estudo dos 
mais importantes: Sólido, líquido e gasoso/vapor. Creio que você já saiba diferenciar esses três estados apenas no olhar, contudo, aqui vamos nos aprofundar nas características físicas dessas possibilidades. As características mais importantes deles são:
Sólido: Possui formato bem definido e volume constante, um belo exemplo é o gelo.
Líquido: Possui volume bem definido, todavia, seu formato não é bem definido, assumindo o formato do recipiente em que ele se encontra. Um exemplo bem legal é o mercúrio metálico.
Gasoso: Este é o mais diferente, haja visto que não possui volume e nem formato bem definidos. Um exemplo pode ser o nitrogênio presente na atmosfera.
Uma coisa bastante legal de saber é quais desses estados possuem as maiores energias cinéticas. Bom, a que as partículas possuem maior energia cinética é o gasoso e que possui menos é o sólido, já o líquido é a região intermediária. Deste modo, ao fixarmos a pressão, e variarmos a temperatura, é esperado que as formas com maiores energias cinéticas sejam mais favorecidas que as de menor energia cinética e vice-versa. Por isso quando aquecemos o gelo ele vira água líquida e quando aquecemos esse líquido obtemos vapor de água.
O princípio de mudanças de fase e gráfico de aquecimento
Acho que a lei mais fundamental da natureza depois da conservação e energia, é que as coisas tendem a se organizar da forma com menor energia agregada, ou seja, a mais estável possível. Isso também ocorre com os estados físicos que a matéria pode assumir. A depender dos dois parâmetros já citados, temperatura e pressão, a matéria pode se reorganizar em um novo estado de agregação que seja mais estável para essas novas condições.
Tendo em mente os estados que citamos acima, podemos definir uma série de mudanças de estados entre eles. Cada uma dessas mudanças tem um nome específico que é importante saber. A imagem a seguir exemplifica bem essas mudanças.
Todas as mudanças de fases essenciais estão indicadas aí com o seu respectivo nome. Uma pontuação importante que gostaria de fazer é em relação à vaporização. Esse processo é subdividido em três: Vaporização, evaporação e ebulição. Note que todos eles fazem a mesma coisa, transformam um líquido em um vapor, porém, o jeito que eles fazem isso é diferente.
Para começar, precisamos definir bem os conceitos de temperatura de ebulição e temperatura de fusão. Elas basicamente são as temperaturas que, quando em uma pressão bem definida, são atingidas e não sofrem alterações até que a mudança de fase ocorra por completo. No caso de transformações de líquido para gás, ou seja, a vaporização, ela é a temperatura em que o líquido entra em processo de ebulição (fervura).
A evaporação é um processo em que o líquido vira vapor de maneira lenta e devagar, geralmente sem atingir a temperatura de ebulição. A ebulição, como o nome já sugere, ocorre com a fervura do líquido até completa transformação do mesmo em vapor. Um exemplo de ebulição ocorre quando se deixa uma chaleira com água no fogo por bastante tempo, nota-se que água começa a ferver pois atinge a temperatura de ebulição e a partir daí ocorre a transformação completa de água líquida em vapor. Por fim, a vaporização ocorre quando já temos uma superfície com temperatura bastante elevada e a passagem de líquido para vapor é quando instantânea, tendo um grande borbulhamento e um chiado característico no local de adição do líquido.
Falando agora de gráficos de aquecimento, podemos resumir a sua existência como uma representação gráfica das mudanças de estado físico em uma pressão definida apenas com o aumento da temperatura. Vejamos o exemplo de um desses gráficos representando uma substância pura.
Vamos agora analisar com carinho cada uma dessas regiões do gráfico. Neste caso em específico, começamos do estado sólido, assim, a região 
do gráfico mostra o aquecimento desse sólido, sem mudança de fase. Note que na região 
atingimos a temperatura de fusão e nela ocorre a completa transformação do sólido em líquido. Podemos deduzir isso devido ao fato de que durante a região do gráfico não ocorre nenhuma mudança de temperatura, o que indica que foi atingido a temperatura de fusão.
Partindo para a região do gráfico podemos notar que apenas aquecemos o líquido formado sem mudança de estado de agregação. Na região 
podemos ver que acontece algo semelhante ao que aconteceu na região , nela temos a passagem do líquido para o gasoso e é atingida a temperatura de ebulição. Já na região 
apenas aquecemos o vapor formado sem nenhuma mudança de fase. Note que nas regiões , e temos a presença de apenas um estado de agregação, enquanto nas regiões e temos a presença de dois, já que é uma mudança de fase.
Misturas eutéticas e azeotrópicas
Os gráficos analisados até agora foram apenas de substâncias simples, contudo, quando tratamos de analisar misturas, as coisas ficam bem mais divertidas. Isso ocorre pois como não se trata de uma substância pura, as interações intermoleculares não são homogêneas e mudam com o avançar da mudança de fase, o que confere a esses sistemas a característica de não ter uma T.F. ou T.E. constante. Quando vamos para esse quesito, as misturas podem ser classificadas em azeotrópicas e eutéticas a depender do gráfico de seus gráficos de aquecimento.
Uma mistura eutética é aquela em que seu ponto de fusão (ou temperatura de fusão) é constante e seu ponto de ebulição não é constante. O gráfico de aquecimento desse tipo de mistura é algo parecido com isso:
Agora, quando temos uma mistura azeotrópica ocorre justamente o contrário. Desse modo, ela é uma mistura que possui um ponto de fusão variável e um ponto de ebulição constante. Vale o adendo que esse tipo de mistura não pode ser separada por destilação, nem que seja fracionada. Um exemplo bem importante de mistura azeotrópica é de 
de água e 
de álcool etílico. O seu gráfico de aquecimento é da seguinte forma:
Diagrama de fases
Até agora, toda a nossa análise de mudança de estado físico foi feita com base na variação da temperatura à uma pressão fixa. Contudo, todos nós sabemos que em um laboratório e no interior do nosso planeta, tanto a pressão quanto a temperatura são variáveis. Para situações como essa, nossos heróis que não usam capas chamados químicos, criaram uma ferramenta incrível: O diagrama de fases.
O diagrama de fases é como se fosse um gráfico de aquecimento, contudo, ao invés de variarmos apenas a temperatura, variamos a pressão também. Um diagrama comum se parece com isso:
Nesse diagrama, cada uma das linhas é uma fronteira entre as duas respectivas fases que fazem fronteira. Exatamente em cima dessas linhas, há a presença das duas fases que ela separa, justamente por isso ela representa o equilíbrio entre essas duas fases. Desse modo, a linha que separa o líquido do sólido é justamente a representação gráfica da variação da pressão de vapor com a temperatura.
Outra coisa importante é a inclinação da linha que separa o sólido do líquido. Ela indica se o líquido é mais denso que o sólido ou vice-versa. Caso ela tenha uma inclinação negativa (ou virada mais para o lado do sólido) significa que o líquido é mais denso que o sólido, como é o caso do bismuto, do berílio e da água. Já se ela tiver inclinação positiva (ou esteja mais inclinada para o líquido) o sólido é mais denso que o líquido. A segunda opção ocorre na grande maioria das substâncias, mas é sempre bom saber o que as duas significam.
Temos também dois pontos de suma importância nesse gráfico, eles são: O ponto triplo e o ponto crítico. Bom, basicamente o ponto triplo é o ponto de intersecção das linhas de fronteira desse gráfico. Nele temos a presença das três fases simultaneamente no sistema. Já o ponto crítico é o último ponto da reta que separa o líquido e o gasoso. Ele marca o fim da diferenciação entre líquido e sólido e a formação do fluído supercrítico.
Tudo acima do ponto crítico é tratado como fluido supercrítico e abaixo é tratado como gás. A grande diferença do fluído supercrítico para o gás e o líquido é que ele é justamente a intercessão dos dois. Isso ocorre pois ele tem algumas características de gás e outras de líquido.
Conclusão
Neste material, lançamos os alicerces para o estudo mais aprofundado da matéria, principalmente na parte de físico-química. Acredite, a primeira vista tudo isso pode parecer bem sem sentido, mas à medida que você avança no estudo da química, verá o quão fundamental isso é. Como o visto aqui é a base de muitas matérias futuras, é importante que ela seja bem sólida, deste modo, exercícios são indispensáveis. Dito isto, desejo a todos bons estudos!