Pressão de vapor: conceito, exemplos e exercícios resolvidos - Ciência - 2023

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o pressão de vapor É aquele que experimenta a superfície de um líquido ou sólido, como produto de um equilíbrio termodinâmico de suas partículas em um sistema fechado. Entende-se por sistema fechado um recipiente, recipiente ou garrafa que não é exposto ao ar e à pressão atmosférica.

Portanto, todo líquido ou sólido em um recipiente exerce sobre si uma pressão de vapor característica e característica de sua natureza química. Uma garrafa de água fechada está em equilíbrio com o vapor de água, que “comprime” a superfície do líquido e as paredes internas da garrafa.

Enquanto a temperatura permanecer constante, não haverá variação na quantidade de vapor d'água presente na garrafa. Mas, se aumentar, chegará um ponto em que a pressão será criada de tal forma que pode disparar a tampa; como acontece quando você tenta deliberadamente encher e fechar uma garrafa com água fervente.

As bebidas carbonatadas, por outro lado, são um exemplo mais óbvio (e mais seguro) do que se entende por pressão de vapor. Ao ser descoberto, o equilíbrio gás-líquido interno é interrompido, liberando o vapor para o exterior em um som semelhante a um chiado. Isso não aconteceria se sua pressão de vapor fosse menor ou desprezível.

Conceito de pressão de vapor

Pressão de vapor e forças intermoleculares

Descobrir várias bebidas carbonatadas, nas mesmas condições, dá uma ideia qualitativa de quais têm a maior pressão de vapor, dependendo da intensidade do som emitido.

Uma garrafa de éter também se comportaria da mesma maneira; não um óleo, mel, xarope ou uma pilha de café moído. Eles não fariam nenhum ruído perceptível a menos que liberassem gases da decomposição.

Isso ocorre porque suas pressões de vapor são menores ou insignificantes. O que escapa da garrafa são moléculas em fase gasosa, que devem primeiro superar as forças que as mantêm “presas” ou coesas no líquido ou sólido; isto é, eles devem superar as forças intermoleculares ou interações exercidas pelas moléculas em seu ambiente.

Se não houvesse tais interações, não haveria nem mesmo um líquido ou sólido para encerrar dentro da garrafa. Portanto, quanto mais fracas as interações intermoleculares, mais provável é que as moléculas deixem o líquido desordenado ou as estruturas ordenadas ou amorfas do sólido.

Isso se aplica não apenas a substâncias ou compostos puros, mas também a misturas, onde entram as já mencionadas bebidas e destilados. Desta forma, é possível prever qual garrafa terá maior pressão de vapor conhecendo a composição de seu conteúdo.

Evaporação e volatilidade

O líquido ou sólido dentro da garrafa, supondo que esteja destampado, estará continuamente evaporando; ou seja, as moléculas em sua superfície escapam para a fase gasosa, que se dispersa no ar e em suas correntes. É por isso que a água acaba evaporando completamente se a garrafa não for fechada ou o pote for coberto.

Mas o mesmo não acontece com outros líquidos e muito menos quando se trata de sólidos. A pressão de vapor para o último geralmente é tão ridícula que pode levar milhões de anos antes que uma diminuição no tamanho seja percebida; presumindo que eles não tenham enferrujado, corroído ou decomposto em todo esse tempo.

Uma substância ou composto é então considerado volátil se evaporar rapidamente à temperatura ambiente. Observe que a volatilidade é um conceito qualitativo: não é quantificada, mas é o produto da comparação da evaporação entre vários líquidos e sólidos. Aqueles que evaporam mais rápido serão considerados mais voláteis.

Por outro lado, a pressão de vapor é mensurável, reunindo por si só o que se entende por evaporação, ebulição e volatilidade.

Equilíbrio termodinâmico

Moléculas na fase gasosa colidem com a superfície do líquido ou sólido. Ao fazer isso, as forças intermoleculares do outro, mais moléculas condensadas, podem parar e retê-los, evitando que escapem novamente como vapor. Porém, no processo, outras moléculas da superfície conseguem escapar, integrando o vapor.

Se a garrafa estiver fechada, chegará um momento em que o número de moléculas que entram no líquido ou sólido será igual ao número das que os saem. Portanto, temos um equilíbrio, que depende da temperatura. Se a temperatura aumentar ou diminuir, a pressão do vapor mudará.

Quanto maior a temperatura, maior a pressão de vapor, pois as moléculas do líquido ou do sólido terão mais energia e poderão escapar com mais facilidade. Mas se a temperatura permanecer constante, o equilíbrio será restabelecido; ou seja, a pressão do vapor deixará de aumentar.

Exemplos de pressão de vapor

Suponha que temos n-butano, CH₃CH₂CH₂CH₃, e dióxido de carbono, CO₂, em dois recipientes separados. A 20 ° C, suas pressões de vapor foram medidas. A pressão de vapor para o n-butano é aproximadamente 2,17 atm, enquanto o dióxido de carbono é 56,25 atm.

As pressões de vapor também podem ser medidas em unidades de Pa, bar, torr, mmHg e outras. O CO₂ tem uma pressão de vapor quase 30 vezes maior do que a de n-butano, então à primeira vista seu recipiente deve ser mais resistente para poder armazená-lo; e se tiver rachaduras, disparará com maior violência nas redondezas.

Este co₂ é encontrado dissolvido em bebidas carbonatadas, mas em quantidades pequenas o suficiente para que as garrafas ou latas não explodam ao escapar, mas apenas um som é produzido.

Por outro lado, temos éter dietílico, CH₃CH₂OCH₂CH₃ ou Et₂Ou, cuja pressão de vapor a 20 ºC seja de 0,49 atm. Um recipiente deste éter, quando descoberto, soará semelhante ao de um refrigerante. Sua pressão de vapor é quase 5 vezes menor do que a de n-butano, então, em teoria, será mais seguro manusear uma garrafa de éter dietílico do que uma garrafa de n-butano.

Exercícios resolvidos

Exercício 1

Qual dos dois compostos a seguir deve ter uma pressão de vapor superior a 25 ° C? Éter dietílico ou álcool etílico?

A fórmula estrutural do éter dietílico é CH₃CH₂OCH₂CH₃, e o do álcool etílico, CH₃CH₂OH. Em princípio, o éter dietílico tem uma massa molecular maior, é maior, então pode-se acreditar que sua pressão de vapor é menor porque suas moléculas são mais pesadas. No entanto, o oposto é verdadeiro: o éter dietílico é mais volátil do que o álcool etílico.

Isso ocorre porque as moléculas de CH₃CH₂OH, assim como o CH₃CH₂OCH₂CH₃, interagem por meio de forças dipolo-dipolo. Mas, ao contrário do éter dietílico, o álcool etílico é capaz de formar ligações de hidrogênio, que são caracterizadas por serem dipolos direcionais e especialmente fortes: CH₃CH₂HO- HOCH₂CH₃.

Conseqüentemente, a pressão de vapor do álcool etílico (0,098 atm) é menor do que a do éter dietílico (0,684 atm), embora suas moléculas sejam mais leves.

Exercício 2

Qual dos dois sólidos a seguir tem a pressão de vapor mais alta a 25ºC? Naftaleno ou iodo?

A molécula do naftaleno é bicíclica, possui dois anéis aromáticos e ponto de ebulição de 218ºC. Por sua vez, o iodo é linear e homonuclear, I₂ ou I-I, tendo um ponto de ebulição de 184 ºC. Essas propriedades sozinhas classificam o iodo como possivelmente o sólido com a pressão de vapor mais alta (ele ferve na temperatura mais baixa).

Ambas as moléculas, naftaleno e iodo, são apolares, por isso interagem por meio das forças dispersivas de London.

O naftaleno tem uma massa molecular mais alta do que o iodo e, portanto, é compreensível supor que suas moléculas tenham mais dificuldade em deixar o sólido preto, perfumado e alcatrão; enquanto para o iodo será mais fácil escapar dos cristais roxos escuros.

De acordo com dados retirados de Pubchem, as pressões de vapor a 25 ºC para naftaleno e iodo são: 0,085 mmHg e 0,233 mmHg, respectivamente. Portanto, o iodo tem uma pressão de vapor 3 vezes maior do que o naftaleno.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Pressão de vapor. Recuperado de: chem.purdue.edu
Wikipedia. (2019). Pressão de vapor. Recuperado de: en.wikipedia.org
Os editores da Encyclopaedia Britannica. (3 de abril de 2019). Pressão de vapor. Encyclopædia Britannica. Recuperado de: britannica.com
Nichole Miller. (2019).Pressão de Vapor: Definição, Equação e Exemplos. Estude. Recuperado de: study.com