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11.8:

Pressão de Vapor

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Chemistry
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Vapor Pressure

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Num sistema fechado, num equilíbrio vapor-líquido, a condensação e a vaporização ocorrem ao mesmo ritmo, sem qualquer alteração líquida nas massas das duas fases. A pressão parcial exercida pela fase de gás em equilíbrio dinâmico com o seu líquido é chamada a sua pressão de vapor. Quantas mais moléculas houver na fase de vapor, mais alta será a pressão do vapor Assim, a pressão de vapor é um reflexo da tendência das moléculas líquidas para escaparem para fase de vapor a uma dada temperatura.É uma quantidade mensurável, governada por forças intermoleculares. A volatilidade qualitativa descreve esta tendência, com base nas pressões de vapor dos líquidos realizada sob as mesmas condições. Por exemplo, comparemos\o hexano e a água mantidos à mesma temperatura.Porque o hexano apresenta forças de dispersão fracas e a água apresenta um forte teor de ligações de hidrogênio, o hexano vaporiza mais prontamente do que a água. Num sistema fechado em equilíbrio, o hexano tem uma pressão de vapor mais elevada do que a água:o hexano é volátil, enquanto a água não é volátil. A distribuição das energias térmicas na fase líquida é uma função da temperatura.O aquecimento de um líquido aumenta a sua temperatura, indicando que as moléculas têm energias térmicas mais elevadas, o que leva a uma maior taxa de vaporização e superior pressão de vapor. Quando a pressão de vapor iguala a pressão externa, o líquido começa a ferver, e a temperatura em que isto acontece é chamada de ponto de ebulição do líquido. O ponto de fervura normal de um líquido é a temperatura a que a pressão de vapor do líquido é igual 1 pressão atmosférica.No entanto, a uma outra pressão externa, o líquido ferverá a uma temperatura diferente do seu ponto de ebulição normal. Por exemplo, ao nível normal do mar, onde a pressão atmosférica é de 1 pressão atmosférica, a água ferve a 100 graus Celsius. A uma maior altitude onde a pressão atmosférica é menos de 1 pressão atmosférica a fase de vapor requer menos moléculas para igualar a pressão externa mais baixa.Isto explica porque é que a água irá ferver a uma temperatura mais baixa. Numa panela de pressão, a maior pressão externa exige mais fase de vapor das moléculas, assim exigindo que a água esteja a uma temperatura mais elevada para ferver.

11.8:

Pressão de Vapor

Quando um líquido se vaporiza em um recipiente fechado, as moléculas de gás não podem escapar. À medida que estas moléculas de fase gasosa se movem aleatoriamente, elas vão ocasionalmente colidir com a superfície da fase condensada e, em alguns casos, essas colisões resultarão na reentrada das moléculas na fase condensada. A mudança de fase gasosa para líquida é denominada condensação. Quando a taxa de condensação se torna igual à taxa de vaporização, nem a quantidade de líquido nem a quantidade de vapor no recipiente se alteram. Diz-se então que o vapor no recipiente está em equilíbrio com o líquido. Tenha em mente que esta não é uma situação estática, uma vez que as moléculas são continuamente trocadas entre as fases condensada e gasosa. Tal é um exemplo de equilíbrio dinâmico, o estado de um sistema no qual ocorrem processos recíprocos (por exemplo, vaporização e condensação) a taxas iguais.

A pressão exercida pelo vapor em equilíbrio com um líquido em um recipiente fechado a uma determinada temperatura designa-se por pressão de vapor do líquido (ou pressão de vapor de equilíbrio). A área da superfície do líquido em contacto com um vapor e a dimensão do reservatório não têm qualquer efeito sobre a pressão de vapor, embora afectem o tempo necessário para atingir o equilíbrio. As identidades químicas das moléculas em um líquido determinam os tipos (e forças) de atrações intermoleculares possíveis; consequentemente, diferentes substâncias irão exibir diferentes pressões de vapor de equilíbrio. Forças intermoleculares de atração relativamente fortes irão servir para impedir a vaporização, bem como para favorecer a “recaptura” de moléculas de fase gasosa quando colidem com a superfície do líquido, resultando em uma pressão de vapor relativamente baixa. As atrações intermoleculares fracas apresentam menos barreira à vaporização e uma probabilidade reduzida de recaptura de gás, produzindo pressões de vapor relativamente altas.

Considere quatro compostos: etanol (CH3CH2OH), etilenoglicol (C2H6O2), éter dietílico (C4H10O), e água (H2O).

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O éter dietílico tem um dipolo muito pequeno e a maioria das suas atrações intermoleculares são forças de dispersão de London. Embora esta molécula seja a maior das quatro em consideração, as suas FIMs são as mais fracas e, como resultado, as suas moléculas escapam mais prontamente do líquido. Ele tem também a pressão de vapor mais elevada. Devido ao seu menor tamanho, o etanol apresenta forças de dispersão mais fracas do que o éter dietílico. No entanto, o etanol é capaz de ligações de hidrogénio e, por conseguinte, apresenta FIMs gerais mais fortes, o que significa que menos moléculas escapam do líquido a uma dada temperatura, pelo que o etanol tem uma pressão de vapor inferior à do éter dietílico. A água é muito menor do que qualquer uma das substâncias anteriores e apresenta forças de dispersão mais fracas, mas as suas extensas ligações de hidrogénio proporcionam atrações intermoleculares mais fortes, menos moléculas a escapar do líquido, e uma pressão de vapor mais baixa do que para éter dietílico ou etanol. O etilenoglicol tem dois grupos −OH, pelo que, como a água, exibe extensas ligações de hidrogénio. Ele é muito maior do que a água e, portanto, experiencia forças de London maiores. As suas FIMs globais são as maiores destas quatro substâncias, o que significa que a sua taxa de vaporização será a mais lenta e, consequentemente, a sua pressão de vapor a mais baixa.

À medida que a temperatura aumenta, a pressão de vapor de um líquido também aumenta devido à KE média aumentada das suas moléculas. Lembre-se que, a uma dada temperatura, as moléculas de uma substância experienciam uma gama de energias cinéticas, com uma determinada fração de moléculas com energia suficiente para superar as FIMs e escaparem do líquido (vaporizarem). A uma temperatura mais alta, uma fração maior de moléculas tem energia suficiente para escapar do líquido. A fuga de mais moléculas por unidade de tempo e a maior velocidade média das moléculas que escapam contribuem para a maior pressão de vapor.

Quando a pressão de vapor aumenta o suficiente para igualar a pressão atmosférica externa, o líquido atinge o seu ponto de ebulição. O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura à qual a sua pressão de vapor de equilíbrio é igual à pressão exercida sobre o líquido pelo ambiente gasoso. Para líquidos em recipientes abertos, essa pressão é devida à atmosfera terrestre. O ponto de ebulição normal de um líquido é definido como o seu ponto de ebulição quando a pressão circundante é igual a 1 atm (101,3 kPa). A pressões superiores a 1 atm, o ponto de ebulição do líquido é superior ao seu ponto de ebulição normal.

Este texto é adaptado de Openstax, Chemistry 2e, Section 10.3: Phase Transitions.