Transições de Fase

Quer seja sólido, líquido, ou gasoso, o estado de uma substância depende da ordem e disposição das suas partículas (átomos, moléculas, ou iões). Partículas em um sólido mantêm-se compactas, geralmente em um padrão. As partículas vibram sobre as suas posições fixas, mas não se movem nem passam pelas suas vizinhas. Em líquidos, embora as partículas estejam próximas, elas estão dispostas aleatoriamente. A posição das partículas não é fixa—ou seja, elas são livres para passar pelas suas vizinhas para ocupar diferentes locais. Como as partículas estão próximas nos estados sólido e líquido, eles são chamados de estados condensados ou fases condensadas. Nestes estados, as substâncias apresentam forças intermoleculares relativamente fortes. Em gases, as forças interpartícula das atrações são fracas. As partículas de um gás não são limitadas pelas suas vizinhas; as partículas são livres de se moverem e, em condições normais, estão separadas por grandes distâncias.

A energia interna de uma substância—a energia cinética total de todas as suas moléculas—depende da força das forças intermoleculares nas fases condensadas e da pressão exercida sobre a substância. A energia interna de uma substância é a mais elevada no estado gasoso, a mais baixa no estado sólido, e intermédia em um líquido.

As transições de fase são causadas por alterações nas condições físicas, como temperatura e/ou pressão, que afectam a força das forças intermoleculares. Por exemplo, a adição de calor a uma substância faz aumentar a energia térmica da partícula (ou a energia de movimento), ultrapassando as forças intermoleculares de atração entre elas. Um sólido derrete quando a sua temperatura sobe até ao ponto em que as partículas vibram rápido o suficiente para sair das suas posições fixas. Essa transição de fase é chamada de fusão, e o ponto em que ela ocorre é o ponto de fusão do sólido. À medida que a temperatura aumenta ainda mais, as partículas movem-se mais rapidamente até que por fim se libertam para o estado gasoso. Isto é a vaporização, e o ponto em que ocorre é o ponto de ebulição do líquido.

O ponto de transição de fase e a mudança de energia associada à transição dependem das forças intermoleculares existentes na substância. A uma dada pressão, as substâncias com forças intermoleculares mais fortes requerem mais energia para superá-las e, portanto, sofrem alterações de fase a temperaturas mais elevadas. A energia necessária para provocar a transição de fase completa de um mole de uma substância sem alteração de temperatura é chamada de calor molar ou entalpia molar dessa transição. Por exemplo, a energia necessária para vaporizar um mole de um líquido é chamada de entalpia molar de vaporização.

As transições que ocorrem absorvendo energia são exotérmicas, e os seus valores de entalpia são negativos. Por outro lado, as transições que ocorrem libertando energia são endotérmicas, e os seus valores de entalpia são positivos. Por exemplo, enquanto que a entalpia molar de vaporização é positiva, a entalpia molar de condensação é negativa.

Uma vez que uma substância se transforma de uma fase para outra molécula a molécula, durante uma transição de fase, as duas fases coexistem; e a temperatura da substância permanece constante, apesar do fornecimento contínuo de calor. Após a transição de fase estar completa, a temperatura da substância aumenta.

Quando as transições de fase ocorrem em um sistema fechado, as transições opostas ocorrem em taxas iguais, levando a um estado de equilíbrio dinâmico.