Explique por que a água entra em ebulição a uma temperatura bem abaixo do ponto usual de ebulição da água \left(100^{\circ} \mathrm{C}\right. a 1 atm ) ?

Passo 1

O enunciado pergunta por que a água pode ferver a temperaturas bem abaixo de 100^\circ\mathrm{C} (seu ponto de ebulição a 1 atm). O conteúdo aqui é a relação entre pressão de vapor da água e pressão externa (atmosférica ou de um sistema fechado). Para resolver, vamos usar o conceito de ponto de ebulição e a lei de Clausius–Clapeyron.

Passo 2

Definimos o ponto de ebulição de uma substância como a temperatura T_{\mathrm{eb}} na qual sua pressão de vapor p_{\mathrm{vap}}(T) iguala a pressão externa p_{\mathrm{ext}}. Em notação,
p_{\mathrm{vap}}(T_{\mathrm{eb}})=p_{\mathrm{ext}}.
Em pressão ambiente normal ( p_{\mathrm{ext}}=1 atm), isso ocorre em T_{\mathrm{eb}}=100^\circ\mathrm{C}.

Passo 3

A pressão de vapor cresce com a temperatura segundo a equação de Clausius–Clapeyron (forma integrada aproximada):
\ln\frac{p_{\mathrm{vap}}(T_2)}{p_{\mathrm{vap}}(T_1)} =-\frac{\Delta H_{\mathrm{vap}}}{R}\Bigl(\frac{1}{T_2}-\frac{1}{T_1}\Bigr),
onde \Delta H_{\mathrm{vap}} é o calor latente de vaporização e R a constante universal dos gases. Se p_{\mathrm{ext}} diminui, basta uma temperatura menor para que p_{\mathrm{vap}}(T) a iguale.

Passo 4

Em lugares altos (menor p_{\mathrm{ext}}) ou sob vácuo parcial, a água atinge p_{\mathrm{vap}}=p_{\mathrm{ext}} já a temperaturas abaixo de 100^\circ\mathrm{C}. Por isso, ferve mais cedo (por exemplo, a 90^\circ\mathrm{C} no topo de uma montanha).

Resposta

A água ferve a temperaturas mais baixas quando a pressão externa é menor, pois seu ponto de ebulição é justamente a temperatura em que a pressão de vapor iguala a pressão ambiente. Quando p_{\mathrm{ext}}<1 atm, essa igualdade ocorre antes de 100^\circ\mathrm{C}, explicando a ebulição a temperaturas bem abaixo do usual.

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