10.3: Transições de fase

Objetivos de

• Defina transições de fase e temperaturas de transição de fase
• Explicar a relação entre temperaturas de transição de fase e forças de atração intermoleculares
• Descreva os processos representados pelas curvas típicas de aquecimento e resfriamento e calcule os fluxos de calor e as mudanças de entalpia que acompanham esses processos

Testemunhamos e utilizamos mudanças de estado físico, ou transições de fase, de várias maneiras. Como um exemplo de importância global, considere a evaporação, condensação, congelamento e derretimento da água. Essas mudanças de estado são aspectos essenciais do ciclo da água na Terra, bem como muitos outros fenômenos naturais e processos tecnológicos de importância central para nossas vidas. Neste módulo, os aspectos essenciais das transições de fase são explorados.

Vaporização e condensação

Quando um líquido se vaporiza em um recipiente fechado, as moléculas de gás não conseguem escapar. À medida que essas moléculas da fase gasosa se movem aleatoriamente, elas ocasionalmente colidem com a superfície da fase condensada e, em alguns casos, essas colisões resultarão na reentrada das moléculas na fase condensada. A mudança da fase gasosa para o líquido é chamada de condensação. Quando a taxa de condensação se torna igual à taxa de vaporização, nem a quantidade de líquido nem a quantidade de vapor no recipiente mudam. Diz-se então que o vapor no recipiente está em equilíbrio com o líquido. Lembre-se de que essa não é uma situação estática, pois as moléculas são trocadas continuamente entre as fases condensada e gasosa. Esse é um exemplo de equilíbrio dinâmico, o status de um sistema no qual processos recíprocos (por exemplo, vaporização e condensação) ocorrem em taxas iguais. A pressão exercida pelo vapor em equilíbrio com um líquido em um recipiente fechado a uma determinada temperatura é chamada de pressão de vapor do líquido (ou pressão de vapor de equilíbrio). A área da superfície do líquido em contato com o vapor e o tamanho do vaso não afetam a pressão do vapor, embora afetem o tempo necessário para que o equilíbrio seja alcançado. Podemos medir a pressão de vapor de um líquido colocando uma amostra em um recipiente fechado, como o ilustrado na Figura\(\PageIndex{1}\), e usando um manômetro para medir o aumento da pressão devido ao vapor em equilíbrio com a fase condensada.

Figura\(\PageIndex{1}\): Em um recipiente fechado, o equilíbrio dinâmico é alcançado quando (a) a taxa de moléculas que escapam do líquido para se tornar o gás (b) aumenta e, eventualmente, (c) é igual à taxa de moléculas de gás que entram no líquido. Quando esse equilíbrio é alcançado, a pressão de vapor do gás é constante, embora os processos de vaporização e condensação continuem.

Três imagens são mostradas e rotuladas como “a”, “b” e “c”. Cada imagem mostra uma lâmpada redonda conectada à direita a um tubo que é horizontal, depois é dobrada verticalmente, se curva e, em seguida, é vertical novamente para formar uma forma de U. Uma válvula está localizada na parte horizontal do tubo. A imagem a mostra um líquido no bulbo, rotulado como “Líquido”, e setas voltadas para cima se afastando da superfície do líquido. A frase “As moléculas escapam da superfície e formam vapor” está escrita abaixo do bulbo, e um líquido cinza na parte em forma de u do tubo é mostrado em alturas iguais nos lados direito e esquerdo. A imagem b mostra um líquido no bulbo, rotulado como “Líquido”, e setas voltadas para cima se afastando da superfície do líquido para as moléculas desenhadas na parte superior do bulbo. Um líquido cinza na parte em forma de u do tubo é mostrado um pouco mais alto no lado direito do que no lado esquerdo. A imagem c mostra um líquido no bulbo, rotulado como “Líquido”, e setas voltadas para cima se afastando da superfície do líquido para as moléculas desenhadas na parte superior do bulbo. Há mais moléculas presentes em c do que em b. A frase “Equilíbrio alcançado, pressão de vapor determinada” está escrita abaixo do bulbo e um líquido cinza na parte em forma de u do tubo é mostrado mais acima no lado direito. Uma linha horizontal é desenhada nivelada com cada um desses níveis de líquido e a distância entre as linhas é rotulada com uma seta de duas pontas. Esta seção é rotulada com a frase “Pressão de vapor”.

As identidades químicas das moléculas em um líquido determinam os tipos (e forças) de atrações intermoleculares possíveis; consequentemente, diferentes substâncias exibirão diferentes pressões de vapor de equilíbrio. Forças atrativas intermoleculares relativamente fortes servirão para impedir a vaporização, bem como favorecer a “recaptura” de moléculas em fase gasosa quando elas colidem com a superfície do líquido, resultando em uma pressão de vapor relativamente baixa. As atrações intermoleculares fracas apresentam menos barreira à vaporização e uma probabilidade reduzida de recaptura de gás, produzindo pressões de vapor relativamente altas. O exemplo a seguir ilustra essa dependência da pressão de vapor nas forças de atração intermoleculares.

Exemplo\(\PageIndex{1}\): Explaining Vapor Pressure in Terms of IMFs

Dadas as fórmulas estruturais mostradas para esses quatro compostos, explique suas pressões relativas de vapor em termos de tipos e extensões de IMFs:

Solução

O éter dietílico tem um dipolo muito pequeno e a maioria de suas atrações intermoleculares são as forças de Londres. Embora essa molécula seja a maior das quatro consideradas, seus FMI são os mais fracos e, como resultado, suas moléculas escapam mais facilmente do líquido. Ele também tem a maior pressão de vapor. Devido ao seu tamanho menor, o etanol apresenta forças de dispersão mais fracas do que o éter dietílico. No entanto, o etanol é capaz de se ligar ao hidrogênio e, portanto, exibe FMI gerais mais fortes, o que significa que menos moléculas escapam do líquido a qualquer temperatura e, portanto, o etanol tem uma pressão de vapor menor do que o éter dietílico. A água é muito menor do que qualquer uma das substâncias anteriores e exibe forças de dispersão mais fracas, mas sua extensa ligação de hidrogênio fornece atrações intermoleculares mais fortes, menos moléculas escapando do líquido e uma pressão de vapor menor do que a do éter dietílico ou do etanol. O etilenoglicol tem dois grupos −OH, então, como a água, ele exibe uma extensa ligação de hidrogênio. É muito maior do que a água e, portanto, experimenta forças maiores de Londres. Seus FMI gerais são as maiores dessas quatro substâncias, o que significa que sua taxa de vaporização será a mais lenta e, consequentemente, sua pressão de vapor a mais baixa.

Exercício