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11.8: Pressão de Vapor
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Chemistry

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Vapor Pressure
 
TRANSCRIÇÃO

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.

Tags

Vapor Pressure Equilibrium Condensation Vaporization Masses Phases Partial Pressure Gas Phase Dynamic Equilibrium Molecules Tendency Escape Measurable Quantity Intermolecular Forces Volatility Hexane Water Dispersion Forces Hydrogen Bonds Closed System Equilibrium Thermal Energies Temperature Vaporization Rate Boiling Point

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