Nesta aula vamos entender o que representa o diagrama de fases e a pressão de vapor. Além disso, iremos verificar o que ocorre com as substâncias nas suas mudanças de estados físicos. Estude com a gente para mandar bem no Enem!
Então venha estudar conosco e se preparar para a prova do Enem e de outros vestibulares!
Primeiramente, vamos revisar o conteúdo de mudanças de estados físicos, para fixar o conteúdo. Em seguida, estudaremos o diagrama de fases e pressão de vapor. Além disso, verificaremos o que ocorre com as substâncias nas suas mudanças de estado físico.
Mudanças de estado físico
Para começarmos o estudo do diagrama de fases, devemos recordar sobre as mudanças de estados físicos das substâncias. As transformações de estados físicos ocorrem quando se observam alterações na temperatura e na pressão de uma substância.
O que determina o estado em que a matéria se encontra é a proximidade de suas partículas. No estado sólido, as moléculas estão muito próximas umas das outras. Isso por conta das suas ligações intermoleculares muito fortes, o que dificulta sua separação. Além disso, as moléculas no estado sólido apresentam forma e volume fixo.
Já no estado líquido, as moléculas estão mais afastadas do que no estado sólido. Ademais, apresentam forma variada e volume constante, adquirindo a forma do recipiente que os contêm.
Por fim, as moléculas gasosas se movimentam muito mais do que as moléculas dos estados líquido e sólido. Além disso, elas se encontram muito distantes umas das outras. Por isso, é preciso colocar as moléculas gasosas dentro de um recipiente. Essas moléculas não apresentam forma e volume constante e, assim como no estado líquido, adquirem a forma do recipiente que as contêm.
Em seguida, vamos entender como funciona o diagrama de fases.
Diagrama de fases
O diagrama de fases representa um gráfico formado pela relação entre pressão e temperatura. Assim, ele demonstra como variam os estados físicos de uma substância de acordo com a variação de pressão e temperatura. Além disso, ele mostra como as substâncias passam de um estado físico para outro.
Podemos observar que o gráfico acima é formado pelo eixo x, onde está localizada a temperatura (ºC) e pelo eixo y, onde está localizada a pressão (mmHg). Ademais, outro fator importante a ser observado nesse gráfico é que ele possui um ponto central por onde partem 3 linhas. Essas linhas irão representar os estados sólido, líquido e gasoso, que são colocados na sua sequência de sua ocorrência.
Além disso, observamos que cada linha representa uma passagem de estado físico. Assim, a curva de sublimação, representa as substâncias que ocorrem no estado sólido e de vapor. Já a curva de solidificação representa as substâncias que ocorrem no estado sólido e no estado líquido. Por fim, a curva de condensação representa as substâncias que ocorrem no estado líquido e no estado de vapor.
O ponto triplo representa o momento em que uma substância existe nos 3 estados físicos ao mesmo tempo a uma dada temperatura e pressão. Já o ponto crítico representa o momento em que não podemos distinguir os estados líquido e de vapor. Aqui, as substâncias se transformam em gás.
Em seguida, vamos comparar o diagrama de fases da água e do gás carbônico:
Primeiramente, quando há o diagrama de fases em um enunciado, devemos identificar as mudanças de estado físico das substâncias. Antes, observe que nos dois gráficos a posição dos estados físicos é a mesma.
Além disso, a separação entre o estado sólido e líquido muda entre os dois gráficos. No gráfico da água, a curva está deslocada para o lado esquerdo. Já no gráfico do CO2, a curva está deslocada para o lado direito.
Em seguida, perceba que cada substância terá um ponto triplo diferente. Isso porque cada substância apresenta pontos de fusão e de liquefação diferentes das outras substâncias.
Observando o diagrama de fases da água, notamos que ela é a única substância que apresenta a curva do estado sólido para o estado líquido deslocada para a esquerda. Isso explica como conseguimos deslizar sobre uma superfície sólida, ou seja, como conseguimos patinar no gelo.
Quando estamos sob os patins, exercemos uma pressão sobre a camada de gelo, em um ponto específico. Conforme a pressão aumenta, sem variar a temperatura, a água passa do estado sólido para o estado líquido. Isso permite que as pessoas deslizem sobre o gelo. Depois que você passa por esse ponto, a pressão volta ao normal e a água volta para o estado sólido. Em contrapartida, com o CO2 não se pode fazer isso. Isso porque, observando seu diagrama, não há nenhum ponto em que ele passe do estado sólido para líquido com o aumento de pressão.
Em seguida, veja a videoaula abaixo para aprofundar os seus conhecimentos sobre diagrama de fases:
Por fim, lembre-se que as mudanças de estados físicos buscam sempre o equilíbrio dinâmico do sistema. Em seguida, vamos aprender o que é pressão de vapor.
Pressão de vapor
A pressão de vapor representa a pressão exercida pelo vapor sobre seu líquido. Ela está relacionada com o processo de evaporação de um líquido, ou seja, com sua volatilidade. Assim, quanto maior for a pressão de vapor de uma substância, maior será sua volatilidade.
Quando em um sistema fechado ocorre o equilíbrio entre a evaporação e a condensação, temos a pressão máxima de vapor para determinado líquido em certa temperatura.
Além disso, o processo de vaporização pode ocorrer de forma lenta e natural. Nesse caso, ele se verifica na superfície do líquido e é denominado evaporação. Exemplo: quando colocamos as roupas para secar no varal.
Essa mudança de estado pode também ocorrer de forma forçada e rápida, como nos processos de ebulição. Neles, há muita agitação no líquido e formação de bolhas. Assim como na ebulição, o processo de calefação também ocorre de forma forçada e muito rápida. Ele ocorre quando o líquido é posto em contato com uma superfície muito quente. Nesse caso, a vaporização é imediata.
Fatores que influenciam a pressão de vapor
A pressão de vapor sofre influência da temperatura e das interações intermoleculares, que representam a forma como as moléculas dos compostos interagem entre si. Quanto mais fortes forem as interações intermoleculares das substâncias, mais unidas as moléculas estarão. Além disso, mais difícil será para separá-las. Isso provoca a diminuição da quantidade de vapor com uma menor pressão de vapor. Assim, quanto maior a força intermolecular, menor será a pressão de vapor.
Forças intermoleculares
Caso você não se lembre, as forças intermoleculares são: pontes de hidrogênio > dipolo-dipolo > dipolo induzido.
Ao comparar 3 substâncias, como a água, o éter e o álcool, observamos que das 3 substâncias citadas, o éter evapora muito rápido. Isso porque ele é mais volátil. Vale ressaltar que a volatilidade de uma substância está ligada a intensidade das interações intermoleculares. Portanto, quanto mais fracas forem essas interações, mais volátil será a substância. O éter apresenta interações muito fracas, do tipo dipolo-induzido. Sendo assim, é fácil que as moléculas escapem do estado líquido para o estado gasoso.
Em contrapartida, a molécula de água liga-se por meio da ligação de pontes de hidrogênio, uma interação muito forte entre suas moléculas. Isso faz com que poucas moléculas consigam se desprender do estado líquido e passem ao estado gasoso. Portanto, a água apresenta pouca volatilidade, ou seja, não evapora com a mesma facilidade das outras substâncias.
Por fim, o álcool evapora mais rápido do que a água. Isso porque suas interações são intermediárias.
No gráfico acima, observamos que a uma temperatura de 20ºC, o álcool apresenta uma pressão de vapor igual a 44 mmHg. Ela é muito mais elevada que a da água, equivalente a 17,5 mmHg. Isso porque as forças intermoleculares do álcool são mais fracas que as interações intermoleculares da água. Dessa forma, isso promove a evaporação mais rápida das suas moléculas.
Temperatura
Ainda no mesmo gráfico, observe que o aumento da temperatura favorece a evaporação do líquido. Quanto maior a temperatura, maior a pressão de vapor. Quando se aquece um líquido, a quantidade de vapor aumenta conforme o tempo de aquecimento. Isso faz com que a pressão de vapor também aumente.
O aumento da temperatura provoca a agitação das moléculas, gerando mais colisões entre elas. Assim, mais moléculas passam para o estado gasoso, fazendo com que o líquido evapore mais rápido e provoque o aumento da pressão de vapor.
A ebulição de um líquido ocorre quando a pressão de vapor do líquido é igual à pressão externa na qual o líquido está submetido. Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor é igual à pressão externa. Quanto maior for a pressão de vapor de um líquido, mais volátil este será. Quanto mais volátil for um líquido, menor será sua temperatura de ebulição.
No gráfico cima, podemos observar que quanto mais volátil for o líquido, menor será sua temperatura de ebulição. O éter é a substância que evapora mais rápido em uma temperatura equivalente a 35ºC, menor em relação aos outros 2 compostos. A água é o composto que mais demora para evaporar em uma temperatura equivalente a 100ºC, muito maior em relação aos outros compostos do gráfico.
Nas 3 substâncias, a pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura.
Conforme a temperatura aumenta, o éter evapora mais fácil, por conta de suas forças intermoleculares. Aumenta, também, sua pressão de vapor, alcançando a pressão atmosférica em torno de 35ºC. Assim, sua temperatura de ebulição é de 35ºC.
Em relação à molécula de água, que possui forças intermoleculares mais fortes, não há muita alteração da pressão de vapor com o aumento da temperatura. A temperatura de ebulição da água é de 100ºC, onde a pressão de vapor da água só atinge a pressão atmosférica a 100ºC.
Ponto de ebulição e a altitude
A pressão atmosférica exerce influência no ponto de ebulição.
Sabemos que quanto maior a altitude, menor é a pressão atmosférica. Com isso, mais fácil o líquido evapora. Consequentemente teremos uma menor temperatura de ebulição, exigindo menos aquecimento. Vamos ver como isso ocorre?
Ao nível do mar, a pressão atmosférica é muito grande. Por isso, a temperatura de ebulição da água ao nível do mar é 100ºC. Em Campos do Jordão, cidade montanhosa do estado de São Paulo, a pressão atmosférica é menor. Além disso, a temperatura de ebulição da água nessa cidade é em torno de 90ºC. Já no pico de Everest, a temperatura de ebulição da água é em torno de 70ºC. Isso porque a pressão atmosférica é menor, exigindo menos energia para que a pressão de vapor do líquido chegue a pressão externa.
No gráfico acima, observamos que ao nível do mar, onde a pressão de vapor é equivalente a 760 mmHg, o álcool ferve a 78,3ºC e a água ferve a 100ºC. Em nosso dia a dia utilizamos a panela de pressão para cozinhar certos alimentos. Este procedimento está relacionado também com o ponto de ebulição. A pressão interna da panela é mais elevada, para que suas moléculas se acumulem dentro, dificultando a vaporização. Isso provoca o aumento da temperatura de ebulição. Sendo assim, a água na panela de pressão entra em ebulição acima de 100ºC, levando ao cozimento mais rápido dos alimentos.
Em seguida, veja o vídeo sobre pressão de vapor para aumentar seus conhecimentos!
Por fim, vamos fazer alguns exercícios sobre os assuntos que envolvem o diagrama de fases?
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Em relação aos pontos assinalados, indique a alternativa CORRETA.
