Teoria

Agora que a gente já sabe um pouco sobre o equilíbrio de duas fases de uma mesma substância (o equilíbrio dinâmico de fases, lembra dele?) vamos nos aprofundar mais nesse rolê!

Você lembra que a pressão de vapor de uma substância é a pressão que o vapor exerce quando num sistema líquido – gás quando as duas fases estão em equilíbrio, né?

Então vamos ver mais alguns conceitos importantes ligados à isso. 😊

Volatilidade

A volatilidade de uma substância mede a facilidade que ela tem pra evaporar.

Podemos relacionar isso com a pressão de vapor bem facilmente: se um líquido tem uma pressão de vapor alta, isso quer dizer que no equilíbrio as moléculas “preferem” ficar na fase gás, então ele evapora mais fácil – consequentemente, é mais volátil!

Ou seja: m a i o r   p r e s s ã o   d e   v a p o r = m a i o r   v o l a t i d i d a d e !

Equação de Clausius-Clapeyron

Você lembra que a pressão de vapor aumenta com a temperatura, né?

Mas como podemos relacionar essas duas grandezas físicas?

É fácil: existe uma equação (encontrada depois de muiiita termodinâmica) que relaciona a pressão de vapor de um líquido em duas temperaturas diferentes!

ln ⁡ P 2 P 1 = ∆ H v a p 0 R 1 T 1 - 1 T 2

Ela se chama equação de Clausius-Clapeyron e relaciona a pressão de vapor P 1 na temperatura T 1 à pressão de vapor P 2 à temperatura T 2 . O R é a constante universal dos gases e o ∆ H v a p 0 é a entalpia padrão de vaporização de uma substância.

Ponto de ebulição/vaporização

A pressão de vapor é importante também para a vaporização!

A vaporização de um líquido ocorre quando a pressão de vapor se iguala à pressão externa.

É quando o vapor que está em equilíbrio com o líquido consegue atingir a mesma pressão que a pressão externa a ele e, assim, abrir espaço para mais moléculas virarem vapor também!

O ponto de ebulição então é a temperatura em que a pressão de vapor da substância se iguala à pressão externa!

Tá confuso ainda? Calma, vamos pegar uns exemplos:

Que a pressão de vapor aumenta com a temperatura a gente já tá cansado de saber, né?

As moléculas ficam mais agitadas e a transição de fase líquido – vapor é facilitada! Mas olhando esse gráfico a gente pode também descobrir os pontos de ebulição de cada substância...

Começando pela água, considerando que estamos fazendo um experimento no nível do mar (onde a pressão externa é de 1 atm): conforme a temperatura vai subindo, a pressão de vapor da água vai subindo também, isso é, mais moléculas estão na fase vapor no equilíbrio.

Quando chegamos a 100 ° C , a pressão de vapor da água se iguala à pressão atmosférica, e a fase vapor tem pressão suficiente pra se expandir – daí começa a ebulição.

Já as outras substâncias tem pontos de ebulição menores, já que suas interações intermoleculares são mais fracas, logo, suas pressões de vapor são menores.

O etanol, por exemplo, iguala sua pressão de vapor a pressão atmosférica com 78 ° C , o metanol com 63 ° C e o dissulfeto de carbono com 44 ° C .

Ok, e pra que a gente usa isso?

Além de usar pra resolver exercícios heheh, na vida real (principalmente na cozinha), a gente vê todos esses conceitos muito bem aplicados!

Quando usamos uma panela de pressão para cozinhar o feijão, é como se aumentássemos a pressão externa. Assim, fazemos com que a pressão de vapor para que a água entre em ebulição deva ser maior do que em uma panela normal (onde a pressão externa é a pressão atmosférica).

Ou seja, para que a água entre em ebulição sua pressão de vapor deve aumentar, e isso acontece quando a sua temperatura aumenta. A água que está no feijão, então, não vai mais ferver a 100 ° C , e sim a uma temperatura maior!

E por que isso é bom pra cozinhar o feijão? (momento Masterchef ahahah)

Como a temperatura de ebulição da água não é mais 100 ° C , na panela de pressão ela pode se manter ainda na fase líquida em temperaturas mais elevadas do que na panela normal. Isso quer dizer que ela pode passar mais calor pro feijão antes de evaporar e o feijão cozinha mais rápido (porque recebeu mais calor durante o tempo de cozimento).

Outro exemplo da vida real que temos é quando fervemos água em cidades que ficam a muitos metros de altitude em relação ao nível do mar.

Quanto maior é a altitude, menor é a pressão atmosférica na cidade. Então o efeito é o contrário da panela de pressão: a pressão de vapor para que a água entre em ebulição deve ser menor do que comparada à uma cidade no nível do mar. Assim, a temperatura é menor e a água ferve antes dos 100 ° C !

No gráfico a gente vê que dependendo da altitude a pressão atmosférica é menor e, portanto, a pressão de vapor se iguala a ela numa temperatura menor! O ponto de ebulição da água no Monte Everest, por exemplo, é 71 ° C .

Esse assunto é um pouco complicado mesmo! Vamos exercitar pra fixar melhor? 😊

Equação de Clausius-Clapeyron

Ponto de ebulição/vaporização

Ok, e pra que a gente usa isso?

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