Módulo 01: Aula 4 - Mudanças de estados físicos.

ESTADOS FÍSICOS

Na natureza, a matéria pode apresentar-se em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso.

O estado sólido

No estado sólido, as partículas que o formam estão bem próximas umas das outras, formando redes (conjunto de partículas que estão conectadas umas às outras) de longa extensão. Essas partículas possuem apenas movimento vibracional (oscilam entorno de um ponto de equilíbrio), o que confere a esse estado forma e volume definidos, bem como alta organização.

No estado sólido, as partículas vibram com baixas velocidades, possuindo assim, baixa energia cinética. Como as forças de atração entre as partículas são altas, esse é o estado de menor energia interna.

O estado líquido

No estado líquido, as partículas estão um pouco mais afastadas do que no estado sólido, efetuando movimentos vibracionais, rotacionais e translacionais de curto alcance à velocidade e à energia cinética medianas.

A presença de movimentos translacionais confere ao estado líquido forma variável. A grande proximidade entre as partículas torna um líquido praticamente incompressível, pois é necessária uma pressão muito elevada para produzir uma redução de volume muito pequena.

Como a energia cinética e as forças de atração entre essas partículas são medianas, o estado líquido apresenta energia interna mediana.

O estado gasoso

As partículas que formam o estado gasoso estão totalmente afastadas e apresentam grande movimentação (têm movimento vibracional, rotacional e translacional).

As forças de atração entre suas partículas são baixas, conferindo a esse estado um alto grau de desordem, pois uma partícula se movimenta independentemente de suas vizinhas.

O estado gasoso é bastante diferente dos demais, possuindo forma e volume variáveis; os gases tomam a forma e o volume do recipiente que os contém. Um sistema gasoso apresenta altas compressibilidade e dilatabilidade, porque suas partículas estão distantes e podem ser aproximadas ou afastadas com facilidade.

Praticamente toda a energia das partículas gasosas é energia cinética, pois as forças de atração entre suas partículas são baixas. Contudo, a energia interna do estado gasoso é maior que a dos estados sólido e líquido.

O estado gasoso é dividido em duas fases, a fase vapor e a fase gás. Apenas o vapor pode ser transformado em líquido pelo aumento da pressão do sistema sob temperatura constante.

MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO

Os três estados físicos podem ser convertidos uns nos outros, simplesmente aquecendo-os ou resfriando-os ou, ainda, alterando a pressão do sistema.

As mudanças de estado físico fusão, vaporização e sublimação ocorrem com ruptura de interações atrativas entre as partículas. Já as mudanças de estado físico solidificação, liquefação ou condensação e ressublimação ocorrem com a formação de interações atrativas entre as partículas.

OBSERVAÇÕES

1. Liquefação é o processo de transformação do gás para o líquido, enquanto a condensação é o processo de transformação do vapor para o líquido.

2. O iodo é um sólido de cor marrom avioletado que, ao ser aquecido, passa diretamente do estado sólido para o estado gasoso (sublimação). Porém, se recolhermos esse gás em uma superfície fria, o iodo retornará ao estado sólido, o que caracteriza a ressublimação ou a sublimação apenas (G → S).

3. A vaporização pode ser dividida em:

• Evaporação: É um processo natural, lento e espontâneo, à temperatura ambiente. Nesse processo, a temperatura do líquido é inferior à sua temperatura de ebulição. Exemplo: Uma roupa no varal seca, pois a água nela contida evapora.

• Ebulição: Processo rápido e, normalmente, não espontâneo para as substâncias na fase líquida, à temperatura e pressão ambientes. Ocorre em toda massa líquida, com a formação e desprendimento de bolhas. Exemplo: Água líquida necessita de aquecimento para passar ao estado de vapor (ferver).

• Calefação: É o processo de ebulição realizado sob aquecimento excessivo. Nesse processo, a temperatura do líquido é superior à temperatura de ebulição. Exemplo: Uma gota-d’água sendo jogada em uma panela muito quente.

4. Alguns autores denominam a ressublimação de sublimação inversa ou simplesmente sublimação.

Temperaturas de mudança de estado

A) Temperatura de fusão (T.F.) É a temperatura em que uma amostra passa do estado sólido para o estado líquido. Exemplo: Ao nível do mar, a água entra em fusão a 0 ºC.

B) Temperatura de ebulição (T.E.) É a temperatura em que uma amostra faz a transição entre o estado líquido e o gasoso. Exemplo: Ao nível do mar, a água entra em ebulição a 100 ºC.

Você deve estar se perguntando: por que ao nível do mar? Porque as T.F. e T.E. são alteradas com o aumento da altitude.

Exemplo: Belo Horizonte está a 900 m acima do nível do mar, e, assim, a T.E. da água é 98,5 ºC, e não 100 ºC, como em Vitória-ES, que se encontra no nível do mar.

Conhecendo as T.F. e T.E. de uma substância, sabemos qual o seu estado físico na temperatura ambiente e em qualquer outra temperatura.

Chamando de T.A. a temperatura ambiente, temos:

T.A. < T.F. < T.E. ⇒ sólido

T.F. < T.A. < T.E. ⇒ líquido

T.F. < T.E. < T.A. ⇒ gasoso

CURVAS DE AQUECIMENTO

Uma curva de aquecimento é um gráfico de temperatura versus tempo. Pela sua análise, podemos diferenciar as substâncias puras das misturas.

Ao aquecermos, ao nível do mar, um cubo de gelo, verificamos que a 0ºC ele começa a derreter, e, enquanto existir um pedaço de gelo, por mínimo que seja, a temperatura permanece constante. Se continuarmos a aquecer até 100ºC, a água líquida começa a se transformar em vapor, e, também nesse ponto, a temperatura permanecerá constante enquanto existir uma gota do líquido. Dessa forma, dizemos que uma substância pura possui T.F. e T.E. constantes, o que não acontece se aquecermos uma mistura.

Curva de aquecimento de uma substância pura

Curva de aquecimento de uma solução

Mistura azeotrópica

É uma mistura especial que possui a T.E. constante; porém, a T.F. variável. Exemplo: 96% álcool e 4% de água.

Verificamos que a temperatura de ebulição da mistura permaneceu constante, enquanto houve uma variação em sua temperatura de fusão.

Mistura eutética

É uma mistura especial que possui a T.F. constante; porém, a T.E. variável. Exemplo: Liga metálica de Pb / Sb, 88% chumbo e 12% antimônio.

Verificamos que a temperatura de fusão da mistura permaneceu constante, enquanto houve uma variação em sua temperatura de ebulição.

OBSERVAÇÃO

Uma mistura não poderá ser azeotrópica e eutética ao mesmo tempo.

DIAGRAMAS DE FASES

As curvas de aquecimento permitem prever o estado físico mais estável de um material em qualquer temperatura a uma dada pressão, geralmente 1 atm. Os diagramas de fases permitem conhecer a fase termodinamicamente mais estável de uma substância pura em qualquer condição de temperatura e de pressão. As curvas que separam as regiões correspondentes a essas fases são denominadas curvas de equilíbrio, e mostram os valores de pressão e de temperatura nos quais as duas fases coexistem em equilíbrio.

Para melhor interpretação dos diagramas de fases, definiremos ponto triplo, ponto crítico e fluido supercrítico.

P₃ – Ponto triplo: Ponto que indica as condições de pressão e temperatura para que no sistema coexistam as fases sólida, líquida e gasosa, em equilíbrio.

P_C – Ponto crítico: Ponto que indica os valores de pressão e de temperatura críticos. Um sistema que apresenta os valores de pressão e de temperatura acima dos valores do ponto crítico é denominado fluido supercrítico.

Quando aquecemos um líquido, ocorrem dois processos:

A) Aumento da vaporização do líquido, o que aumenta a quantidade de vapor acima de sua superfície. Isto corresponde a um aumento da densidade da fase gasosa.

B) Dilatação do líquido, o que aumenta o volume do líquido, diminuindo a sua densidade.

Quando as fases líquida e gasosa, em equilíbrio, apresentam a mesma densidade, formando um sistema homogêneo, não sendo mais possível a distinção entre as duas fases, ocorre a formação do fluido supercrítico.

Temperatura crítica é a temperatura acima da qual uma substância não pode existir como um líquido, independentemente do valor da pressão. A pressão de vapor de um líquido na temperatura crítica é denominada pressão crítica.

OBSERVAÇÕES

1. A água apresenta um comportamento anômalo. Quando aumentamos a pressão, sua temperatura de fusão diminui.

2. A fase vapor existe em temperaturas mais baixas que a temperatura crítica, enquanto o gás existe em temperaturas acima desta, ambas abaixo da pressão crítica.

COMO DIFERENCIAR UMA SUBSTÂNCIA PURA DE UMA MISTURA?

Substância pura é todo material que se caracteriza por apresentar:

• composição fixa;

• propriedades constantes, tais como, densidade, temperatura de fusão, temperatura de ebulição, etc.

Exemplo: Água (pura).

Dessa forma, iremos utilizar tais propriedades para diferenciar um sistema puro de uma mistura.

Assim, não existe água (pura) com composição diferente de 11,11% de H e 88,89% de O, em massa.

Por outro lado, não existe água (pura) com T.F., T.E. e densidade diferentes das mencionadas anteriormente (nas mesmas condições).

Como as substâncias puras têm densidade, T.F., T.E. e outras propriedades invariáveis, essas propriedades são usadas na prática para verificar se um dado material é substância pura ou não. Assim, para verificar se uma amostra de água é pura, podemos determinar a sua densidade (1 g.mL–1, a 4 ºC) ou a sua T.F. (0 ºC, a 1 atm) ou a sua T.E. (100 ºC, a 1 atm). Se os valores encontrados experimentalmente forem iguais aos mencionados anteriormente, concluímos que a amostra é de substância pura, caso contrário, a amostra não é de água pura.