Vaporização

Teoria Completa

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 se 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 à 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? 😊

Expandir

Exercício Resolvido #1

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp337-Exemplo 9.1

O tetracloro-metano, C C l 4 , que agora sabemos ser cancerígeno, era usado como solvente para lavagem a seco. A entalpia de vaporização do C C l 4 é de 33,05   k J . m o l - 1 e sua pressão de vapor em 57,8 ° C é de 405   T o r r . Qual a pressão de vapor do tetracloro-metado em 25 ° C ?

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Passo 1

Para começarmos o exercício, precisamos lembrar da equação de Clausius-Clapeyron, que relaciona justamente as pressões de vapor de uma mesma substância em temperaturas diferentes.

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

Onde R é a constante dos gases ideais e Δ H v a p 0 a entalpia de vaporização (que o enunciado nos dá).

Daí é só substituir os valores na equação!

Passo 2

Como vamos usar R   =   8,31   J . m o l - 1 . K - 1 , precisamos ajustar as unidades!

Para as temperaturas:

T 1 = 57,8 o C = 330,8   K T 2 = 25 o C = 298   K

Para a pressão, como o ln é adimensional, podemos deixar P1 em Torr! Mas encontraremos P 2 em Torr também!

Então a equação fica:

ln ⁡ P 2 405 = 33050 J m o l 8,31 J m o l . K 1 330,8 K - 1 298 K

ln ⁡ P 2 405 = - 1,3233

ln ⁡ P 2 - ln ⁡ 405 = - 1,3233

ln ⁡ P 2 = 4,6806

P 2 = 107,83   T o r r

Passo 3

Para saber se a resposta está coerente ou não fisicamente, podemos pensar que a pressão de vapor aumenta com a temperatura, né? Maior agitação de moléculas, mais fácil passar pra fase gasosa, mais moléculas na fase gasosa e essa tour toda!

Então, quando comparamos a pressão de vapor do C C l 4 em duas temperaturas diferentes, o esperado é mesmo que na temperatura menor (nesse caso, em 25 ° C ) a pressão de vapor seja menor!

Resposta

107,83 Torr

Exercício Resolvido #2

Elaboração própria.

Analisando os gráficos abaixo:

  1. Estime a temperatura de ebulição da água quando a pressão atmosférica é 60 kPa e 160 kPa.
  2. Como podemos explicar que, em temperatura ambiente, o dietil-éter é gasoso e a água é líquida? (Dado: pressão atmosférica = 101,325 kPa)

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Passo 1

A temperatura de ebulição de uma substância é a temperatura na qual a pressão de vapor da substância se iguala à pressão exterior (na maioria dos casos, a atmosférica)!

a) Para saber a temperatura de ebulição devemos olhar o gráfico da direita. A pressão de vapor da água se iguala a 60 kPa em aproximadamente 86 ° C . E a 160 kPa em aproximadamente 113 ° C .

Passo 2

b) Já para a letra b, precisamos analisar o gráfico da esquerda, que compara as pressões de vapor da água e do éter dietílico. A pressão de vapor do éter se iguala à pressão atmosférica de 101,325 kPa em aproximadamente 25 ° C . Isso significa que seu ponto de ebulição é baixo se comparado ao da água (que iguala sua pressão de vapor à pressão atmosférica em 100 ° C ). E é por isso que, na temperatura ambiente (cerca de 30 ° C ), o dietil-éter é gasoso e a água líquida – o dietil-éter já passou seu ponto de ebulição e a água não.

Obs: A diferença entre as curvas de pressão de vapor pode ser explicada pelas forças intermoleculares de cada composto. O éter dietílico faz dipolo-dipolo como intereção intermolecular, enquanto a água faz ligações de hidrogênio. Como dipolo-dipolo é mais fraco que as ligações de hidrogênio, é mais fácil quebrar as interações entre as moléculas de éter, e, portanto, mais fácil que ele passe para a fase gasosa. Isso significa que haverá mais moléculas na fase gás no equilíbrio e, portanto, uma maior pressão de vapor. E é por isso que a pressão de vapor do éter é sempre maior que a da água (se comparados na mesma temperatura).

Resposta

  1. A temperatura de ebulição é aproximadamente 86 ° C   q uando a pressão atmosférica é 60kPa e 113 ° C quando a pressão atmosférica é 160kPa.
  2. A pressão de vapor do éter dietílico é maior que a da água se comparados na mesma temperatura. Por isso, sua pressão de vapor se iguala mais rapidamente à pressão atmosférica e seu ponto de ebulição é bem menor que o da água. A temperatura ambiente, portanto, o dietil-éter já passou de seu ponto de ebulição (e por isso é gasoso), mas a água não.

Exercício Resolvido #3

Adaptado da lista de exercícios UNICAMP.

As pressões de vapor dos líquidos A e B, em função da temperatura, estão representadas no gráfico abaixo:

a) Sob pressão de 1,0 atm (nível do mar), qual a temperatura de ebulição de cada um dos líquidos?

b) Qual dos líquidos é mais volátil a 50 ° C , e qual o valor aproximado de sua pressão de vapor em mmHg nessa temperatura ?

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Passo 1

a) Como a temperatura de ebulição é a temperatura quando a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão atmosférica, só temos que ver no gráfico onde a pressão de vapor dos líquidos chega a 1 atm!

Para o líquido A, esse ponto é em 60 ° C , então seu ponto de ebulição é 60 ° C .

Já o ponto de ebulição do líquido B é 70 ° C .

Passo 2

b) O líquido mais volátil é aquele que tem a maior pressão de vapor.

Assim, como a 50 ° C a pressão de vapor do líquido A é maior que a do líquido B, o A é o líquido mais volátil.

A conversão atm – mmHg é 1 atm = 760 mmHg. No gráfico podemos ver que a 50 ° C a pressão de vapor do líquido A é 0,8 atm, o que dá 608 mmHg.

Resposta

a) A temperatura de ebulição do líquido A é 60 ° C e do líquido B, 70 ° C .

b) O líquido A é mais volátil a 50 ° C (tem uma maior pressão de vapor) e sua pressão de vapor é 608 mmHg

Exercício Resolvido #4

Lista de exercícios VUNESP.

Comparando duas panelas, simultaneamente sobre dois queimadores iguais de um mesmo fogão, observasse que a pressão dos gases sobre a água fervente na panela de pressão fechada é maior que aquela sobre a água fervente numa panela aberta. Nessa situação, e se elas contêm exatamente as mesmas quantidades de todos os ingredientes, podemos afirmar que, comparando com o que ocorre na panela aberta, o tempo de cozimento na panela de pressão fechada será:

a) menor, pois a temperatura de ebulição será menor.

b) menor, pois a temperatura de ebulição será maior.

c) menor, pois a temperatura de ebulição não varia com a pressão.

d) igual, pois a temperatura de ebulição independe da pressão.

e) maior, pois a pressão será maior.

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Passo 1

Para entender o que acontece com o cozimento na panela de pressão, precisamos lembrar que a ideia da panela de pressão é diminuir a pressão externa do líquido na panela.

Vamos com calma!

Em qualquer caso, o líquido entra em ebulição quando a sua pressão de vapor se iguala à pressão externa.

Quando temos uma panela normal, aberta, essa pressão externa é a pressão atmosférica. Já na panela de pressão, a pressão externa é a pressão que está dentro da panela (que é maior que a pressão atmosférica). Ou seja: na panela de pressão o líquido vai entrar em ebulição quando atingir uma pressão de vapor maior do que na panela normal.

E a temperatura com isso?

Você lembra que a pressão de vapor aumenta com a temperatura, né? Então, na panela de pressão o líquido vai entrar em ebulição numa temperatura maior do que na panela normal. Isso quer dizer que podemos esquentar mais ainda a água antes que ela ferva – e, por isso, ela pode passar mais calor pros alimentos antes de evaporar, o que diminui o tempo de cozimento.

Concluimos, então, que a panela de pressão terá um tempo de cozimento menor porque o ponto de ebulição da água será maior do que na panela aberta. A opção correta é a letra B 😊

Resposta

Letra B

Exercício Resolvido #5

Lista de exercícios UEL-PR.

Leia as afirmações referentes ao gráfico, que representa a variação da pressão de vapor em equilíbrio com a temperatura.

  1. As forças de atração intermoleculares das substâncias apresentadas, no estado líquido, aumentam na seguinte ordem: dietiléter < butan-2-ol < butan-1-ol.
  2. O ponto de ebulição normal é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão de uma atmosfera.
  3. A pressão de vapor de um líquido depende da temperatura; quanto maior a temperatura, maior a sua pressão de vapor.
  4. À medida que a pressão atmosférica sobre o líquido é diminuída, é necessário elevar-se a sua temperatura, para que a pressão de vapor se iguale às novas condições do ambiente.

Quais das afirmativas estão corretas?

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Passo 1

I. Essa afirmativa tem como ser analisada de 2 formas: ou a gente vê as interações intermoleculares de cada uma das substâncias, ou a gente pensa na questão da pressão de vapor.

  • Olhando as interações intermoleculares: o dietiléter faz dipolo-dipolo, já que ele tem uma estrutura R-O-R, onde cada R é um radical etil. Já os álcools fazem ligações de hidrogênio, mas as interações intermoleculares no 1-butanol são mais fortes por uma razão de impedimento estérico: como o 2-butanol é ramificado, suas moléculas tem maior dificuldade de interagir entre elas que o 1-butanol.
  • Olhando pela pressão de vapor: sabemos que, quanto mais fracas as interações intermoleculares, mais fácil é quebrá-las. Ou seja, os compostos com interações mais fracas vão passar para a fase gasosa mais fácil, e no equilíbrio dinâmico líquido-vapor vão ter mais moléculas na fase gasosa – o que indica uma maior pressão de vapor. Assim, podemos falar as forças intermoleculares pelo gráfico: basta escolher uma temperatura e ver a ordem de pressões de vapor. Quem tiver a maior pressão de vapor, vai ter a interação intermolecular mais fraca...

Dos dois jeitos, vemos que a alternativa tá certa! 😊

Passo 2

II. Essa é exatamente a definição de pressão de vapor normal, então... ahah

A alternativa está certa!

Passo 3

III. Essa também está certa, e é fácil de ver pelo gráfico que a curva de pressão de vapor é crescente com a temperatura. Mas além disso, pensando no sentido físico, quanto maior a temperatura, as moléculas ficam mais agitadas e a transição de fase líquido-vapor é facilitada. Por isso, no equilíbrio, temos mais moléculas na fase gasosa – o que gera uma maior pressão de vapor.

Passo 4

IV. Essa está errada, porque se abaixarmos a pressão atmosférica sobre o líquido sua pressão de vapor deverá diminuir para que o líquido entre em ebulição. E para diminuir a pressão de vapor não devemos aumentar a temperatura – e sim abaixá-la.

Resposta

I, II e III estão corretas.

Exercício Resolvido #6

Elaboração própria.

Analisando o gráfico acima, qual das substâncias é mais volátil?

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Passo 1

A substância mais volátil é a que tem a maior facilidade pra evaporar, isso é: a que tem a pressão de vapor mais alta! Daí fica fácil de ver que é a substância 1, pois se compararmos todas na mesma temperatura a 1 é a que tem a maior pressão de vapor sempre.

Além disso, como a substância mais volátil tem a maior pressão de vapor, ela igualará sua pressão de vapor à pressão atmosférica com menos temperatura. Consequentemente, ela tem o menor ponto de ebulição!

Resposta

A substância 1 é a mais volátil.

Exercício Resolvido #7

Lista de exercícios UFFRJ.

A pressão atmosférica varia com a altitude. Como a pressão atmosférica corresponde ao peso da coluna de ar sobre a área correspondente, ao subirmos do nível do mar para um local montanhoso, o peso da coluna de ar e a pressão atmosférica diminuem. Observe o gráfico:

Comparando-se o ponto de ebulição da água em São Paulo e na Cidade do México, onde ele é maior? Justifique.

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Passo 1

A água entra em ebulição quando sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica. Na temperatura que isso acontece, temos o ponto de ebulição.

Como a pressão atmosférica é maior em São Paulo que na Cidade do México, a pressão de vapor da água deverá ser maior em São Paulo para que a água entre em ebulição. A pressão de vapor aumenta com a temperatura, então devemos esquentar mais a água para que ela chegue no ponto de ebulição.

O maior ponto de ebulição, portanto, será em São Paulo.

Passo 2

Resposta

Em São Paulo, porque a pressão atmosférica é maior e será necessário esquentar mais a água para que sua pressão de vapor se iguale à pressão atmosférica.

Exercício Resolvido #8

Lista de exercícios FMTM.

O gráfico apresenta, para os líquidos 1, 2 e 3, as curvas de pressão de vapor em função da temperatura:

Considere que os três líquidos estão no mesmo local e analise as seguintes afirmações:

  1. No mesmo local no qual o líquido 3 entra em ebulição a 90 ° C , o líquido 1 entra em ebulição a 50 ° C .
  2. Na temperatura de ebulição, a pressão de vapor do líquido 1 é maior que a do líquido 2.
  3. A 25 ° C , o líquido 1 é o mais volátil.
  4. As forças intermoleculares no líquido 3 são mais fortes.

Das afirmações acima, identifique as corretas.

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Passo 1

I. Um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica.

Se olharmos a curva do líquido 3 a 90 ° C , sua pressão de vapor é aproximadamente 400 mmHg. Se ele entra em ebulição nessa temperatura, podemos concluir que a pressão atmosférica nesse local é 400 mmHg.

Agora, olhando a curva do líquido 1, vemos que sua pressão de vapor chega a 400 mmHg em aproximadamente 45 ° C . Ou seja, sua temperatura de ebulição é menor de 50 ° C , e essa alternativa é falsa.

Passo 2

II. Como os dois líquidos estão no mesmo local, na temperatura de ebulição a pressão de vapor dos dois vai ser igual!

Isso porque na temperatura de ebulição a pressão de vapor de cada um deles se iguala à pressão atmosférica (que é igual pros dois, já que é o mesmo local)...

O que vai mudar não é a pressão na qual eles entram em ebulição, mas a temperatura. Como o líquido 1 é o mais volátil dos 3, ele vai entrar em ebulição com uma temperatura menor que os outros 2 líquidos.

Assim, essa alternativa é falsa também.

Passo 3

III. Essa está certa! O líquido mais volátil é o que tem tem a maior pressão de vapor e, consequentemente, mais facilidade para evaporar. Em qualquer temperatura que a gente compare os 3, o líquido 1 será mais volátil.

Passo 4

IV. Como o líquido 3 é o menos volátil dos 3, essa afirmação está certa. Isso acontece porque quando as forças intermoleculares são mais fortes é mais difícil de quebrar as ligações e fazer a transição de fase líquido-vapor. Assim, no equilíbrio o líquido 3 vai ter menos moléculas na fase vapor e, consequentemente, uma menor pressão de vapor.

Resposta

III e IV.

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