Qual a temperatura do vapor dágua?

Introdução:

O Ponto de Ebulição (PE) de uma substância é a temperatura em que ela passa do estado líquido para o gasoso. Ocorre, por exemplo, quando fervemos a água.

Podemos observar que a água não passa toda ao mesmo tempo para o estado de vapor. Primeiro há a formação de bolhas no fundo do recipiente, porque o vapor dentro da bolha tem sua pressão menor que a pressão atmosférica. Somente com um maior ganho de energia cinética, ou seja, aquecendo mais a água, é que o vapor ficará com a pressão igual à atmosférica e, por fim, subirá para a superfície, entrando em ebulição.

Toda substância pura, ou seja, que é constituída apenas de uma substância, apresenta o PE fixo. O da água é de 100°C ao nível do mar. Assim, se estiver ao nível do mar, a temperatura da água não ultrapassará os 100°C na forma líquida, mas permanecerá constante até que todo o líquido vire vapor.

Para demonstrar como isso é verdade, a experiência a seguir pode ser bastante útil. Observe como é feita.

Objetivos:

Demonstrar como a temperatura de ebulição da água se mantém constante enquanto ela se mantém no estado líquido.

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Materiais:

• 1 copo feito de papel (pode ser confeccionado manualmente ou pode-se usar uma forma de papel para empadas e bolos, conforme a ilustração);

• Água;
• Vela (se esse experimento for realizado em laboratório, pode-se usar uma lamparina ou o bico de Bunsen);
• Fósforos;
• Fio de cobre rígido (pode-se usar um tripé, se estiver disponível).

Procedimento:

1. Se não tiver um tripé, faça um suporte parecido para colocar o copo de papel, usando o fio de cobre rígido;
2. Coloque água no copo, cerca de 1/3 do seu volume;
3. Coloque-o no suporte e acenda a vela embaixo dele.
4. Observe se o copo de papel queima ou não. Além disso, peça para os alunos observarem o aumento da temperatura da água.

Resultados e Discussão:

O copo de papel não queima, pois para tal a temperatura deve atingir cerca de 230 °C. Conforme dito na introdução, a água entra em ebulição em 100°C, assim, todo o calor fornecido pela chama é usado para romper as interações das moléculas de água e fornecer energia cinética para que a água entre em ebulição; e não para aumentar a temperatura. A temperatura fica fixa em 100°C até que toda a água passe para o estado de vapor. Assim, o papel não queimará.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

Imagine uma pequena poça de água. Com o tempo, as moléculas de água que estão na superfície começarão a evaporar e isso continuará até que todo o líquido passe para o estado de vapor.

Agora considere uma garrafa fechada com água até a sua metade. Mesmo depois de muitas horas, observamos que o volume de água dentro da garrafa não se modifica. Será então que em sistemas fechados como esse não ocorre a evaporação como ocorre em um sistema aberto?

Na verdade, ocorre sim, pois a evaporação é quando eventualmente as moléculas da superfície atingem uma energia cinética suficiente para romper as ligações intermoleculares (ligações de hidrogênio) e desprendem-se, escapando para fora do líquido e tornando-se vapor. Dentro da garrafa isso acontece com as moléculas de água da superfície.

Entretanto, chega-se a um momento em que esse vapor atinge uma saturação, ou seja, um ponto máximo em que não é mais possível comportar mais moléculas no estado de vapor. Assim, algumas moléculas começam a passar pelo processo inverso, que é a liquefação, retornando para a massa líquida.

Desse modo, atinge-se um equilíbrio dinâmico, por isso, se uma molécula passa para o estado de vapor, imediatamente outra molécula passa para o estado líquido. Como esse fenômeno ocorre sem parar e como não conseguimos ver as moléculas de água, parece-nos que o sistema está parado. Mas, na verdade, o volume não se modifica porque a quantidade de líquido que evapora é a mesma quantidade de vapor que se condensa.

O vapor dentro de um sistema fechado, como nessa garrafa tampada, exerce uma pressão sobre a superfície do líquido. Assim, a máxima quantidade de vapor possível exerce apressão máxima de vapor.

Essa pressão máxima de vapor varia de líquido para líquido e também de acordo com a temperatura. A pressão máxima de vapor da água, por exemplo, é bem menor que a pressão máxima de vapor do éter em uma mesma temperatura. Isso ocorre porque as interações intermoleculares do éter são bem mais fracas que as que existem entre as moléculas de água. Sendo assim, é mais fácil romper as interações entre as moléculas do éter.

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Isso nos mostra que quanto maior a pressão máxima de vapor de um líquido, mais volátil ele é. É por isso que se colocarmos água e éter em dois copos separados, depois de um tempo veremos que o volume do éter diminuiu muito mais do que o da água, pois ele é mais volátil.

Agora vamos falar da influência da temperatura sobre a pressão máxima de vapor de um líquido. Em uma temperatura de 20ºC, a pressão máxima de vapor da água é igual a 17,535 mmHg; a 50 ºC, ela passa para 98,51 mmHg; já a 100ºC, é de 760 mmHg.

Isso nos mostra que a pressão máxima de vapor é proporcional à variação da temperatura e inversamente proporcional à intensidade das interações intermoleculares.

Outro fator interessante é que, em 100ºC, a pressão máxima de vapor da água é igual à pressão atmosférica, isto é, 760 mmHg ou 1 atm (ao nível do mar). É por isso que a água ferve nessa temperatura, pois o vapor consegue vencer a pressão exercida na superfície do líquido pelos gases do ar atmosférico.

Outro ponto importante é que se adicionarmos um soluto não volátil a um líquido, a sua pressão máxima de vapor diminuirá em virtude das interações entre as partículas do soluto e as moléculas de água. Essa é uma propriedade coligativa chamada tonoscopia ou tonometria. Veja mais sobre isso nos artigos relacionados mais abaixo.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química

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