Diagrama de Fases

A fase de uma substância depende da pressão e da temperatura. Assim, gráficos de pressão versus temperatura que mostram a fase em cada região proporcionam insights consideráveis a respeito das propriedades térmicas das substâncias. Esses gráficos são conhecidos como diagramas de fases. Por exemplo, no diagrama de fases da água (Figura 1), as curvas sólidas delimitam as fronteiras entre as fases, indicando as transições de fase (ou seja, as temperaturas e pressões nas quais as fases coexistem).

Conforme a pressão aumenta, a temperatura de ebulição da água sobe gradualmente até 374 °C a uma pressão de 218 atm. Isso pode ser demonstrado em uma panela de pressão, que cozinha os alimentos mais rapidamente do que uma panela aberta, pois a água pode existir como líquido a temperaturas superiores a 100 °C sem que toda a água entre em ebulição. A curva do ponto de ebulição termina em um determinado ponto chamado ponto crítico, a temperatura acima da qual as fases líquida e gasosa não podem ser distinguidas; a substância é chamada de fluido supercrítico. A uma pressão suficientemente alta acima do ponto crítico, um gás tem a densidade de um líquido, mas não condensa. A pressão neste ponto crítico é conhecida como pressão crítica. Por exemplo, o dióxido de carbono é supercrítico em todas as temperaturas acima de 31,0 °C, o ponto em que as três fases existem em equilíbrio. Para a água, o ponto triplo ocorre em 273,16 K (0,01 °C) e 611,2 Pa; esta é uma temperatura de calibração mais precisa do que o ponto de fusão da água a 1,00 atm, ou 273,15 K (0,0 °C).