Ponto de ebulição -Boiling point

Água fervente

O ponto de ebulição de uma substância é a temperatura na qual a pressão de vapor de um líquido é igual à pressão ao redor do líquido e o líquido se transforma em vapor.

O ponto de ebulição de um líquido varia dependendo da pressão ambiental circundante. Um líquido em vácuo parcial tem um ponto de ebulição mais baixo do que quando esse líquido está à pressão atmosférica . Um líquido a alta pressão tem um ponto de ebulição mais alto do que quando esse líquido está à pressão atmosférica. Por exemplo, a água ferve a 100°C (212°F) ao nível do mar, mas a 93,4°C (200,1°F) a 1.905 metros (6.250 pés) de altitude. Para uma dada pressão, diferentes líquidos ferverão em diferentes temperaturas.

O ponto de ebulição normal (também chamado de ponto de ebulição atmosférico ou ponto de ebulição da pressão atmosférica ) de um líquido é o caso especial em que a pressão de vapor do líquido é igual à pressão atmosférica definida ao nível do mar, uma atmosfera . A essa temperatura, a pressão de vapor do líquido torna-se suficiente para superar a pressão atmosférica e permitir a formação de bolhas de vapor no interior do líquido. O ponto de ebulição padrão foi definido pela IUPAC desde 1982 como a temperatura na qual a ebulição ocorre sob uma pressão de um bar .

O calor de vaporização é a energia necessária para transformar uma determinada quantidade (um mol, kg, libra, etc.) de uma substância de um líquido para um gás a uma determinada pressão (geralmente pressão atmosférica).

Líquidos podem se transformar em vapor em temperaturas abaixo de seus pontos de ebulição através do processo de evaporação . A evaporação é um fenômeno de superfície em que moléculas localizadas perto da borda do líquido, não contidas por pressão de líquido suficiente naquele lado, escapam para o ambiente como vapor . Por outro lado, a ebulição é um processo no qual moléculas em qualquer lugar do líquido escapam, resultando na formação de bolhas de vapor dentro do líquido.

Temperatura e pressão de saturação

Demonstração do ponto de ebulição mais baixo da água a baixa pressão, obtido com o uso de uma bomba de vácuo .

Um líquido saturado contém tanta energia térmica quanto possível sem ferver (ou, inversamente, um vapor saturado contém tão pouca energia térmica quanto possível sem condensar ).

Temperatura de saturação significa ponto de ebulição . A temperatura de saturação é a temperatura para uma pressão de saturação correspondente na qual um líquido ferve em sua fase de vapor . Pode-se dizer que o líquido está saturado com energia térmica . Qualquer adição de energia térmica resulta em uma transição de fase .

Se a pressão em um sistema permanecer constante ( isobárica ), um vapor na temperatura de saturação começará a condensar em sua fase líquida à medida que a energia térmica ( calor ) é removida. Da mesma forma, um líquido à temperatura e pressão de saturação ferverá em sua fase de vapor à medida que energia térmica adicional for aplicada.

O ponto de ebulição corresponde à temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual à pressão do ambiente circundante. Assim, o ponto de ebulição depende da pressão. Os pontos de ebulição podem ser publicados em relação ao NIST, pressão padrão dos EUA de 101,325 kPa (ou 1 atm ), ou a pressão padrão IUPAC de 100,000 kPa. Em altitudes mais elevadas, onde a pressão atmosférica é muito menor, o ponto de ebulição também é menor. O ponto de ebulição aumenta com o aumento da pressão até o ponto crítico , onde as propriedades do gás e do líquido se tornam idênticas. O ponto de ebulição não pode ser aumentado além do ponto crítico. Da mesma forma, o ponto de ebulição diminui com a diminuição da pressão até atingir o ponto triplo . O ponto de ebulição não pode ser reduzido abaixo do ponto triplo.

Se o calor de vaporização e a pressão de vapor de um líquido a uma certa temperatura são conhecidos, o ponto de ebulição pode ser calculado usando a equação de Clausius-Clapeyron , assim:

Onde:

é o ponto de ebulição na pressão de interesse,
é a constante do gás ideal ,
é a pressão de vapor do líquido,
é alguma pressão onde o correspondente é conhecido (geralmente dados disponíveis em 1 atm ou 100 kPa),
é o calor de vaporização do líquido,
é a temperatura de ebulição,
é o logaritmo natural .

A pressão de saturação é a pressão para uma temperatura de saturação correspondente na qual um líquido ferve em sua fase de vapor. A pressão de saturação e a temperatura de saturação têm uma relação direta: à medida que a pressão de saturação aumenta, a temperatura de saturação também aumenta.

Se a temperatura em um sistema permanecer constante (um sistema isotérmico ), o vapor na pressão e temperatura de saturação começará a condensar em sua fase líquida à medida que a pressão do sistema for aumentada. Da mesma forma, um líquido na pressão e temperatura de saturação tenderá a entrar em sua fase de vapor à medida que a pressão do sistema diminui.

Existem duas convenções em relação ao ponto de ebulição padrão da água : O ponto de ebulição normal é 99,97  °C (211,9  °F ) a uma pressão de 1 atm (ou seja, 101,325 kPa). O ponto de ebulição padrão da água recomendado pela IUPAC a uma pressão padrão de 100 kPa (1 bar) é 99,61  °C (211,3  °F ). Para comparação, no topo do Monte Everest , a 8.848 m (29.029 pés) de altitude, a pressão é de cerca de 34  kPa (255  Torr ) e o ponto de ebulição da água é de 71  °C (160  °F ). A escala de temperatura Celsius foi definida até 1954 por dois pontos: 0 °C sendo definido pelo ponto de congelamento da água e 100 °C sendo definido pelo ponto de ebulição da água à pressão atmosférica padrão.

Relação entre o ponto de ebulição normal e a pressão de vapor de líquidos

Um gráfico de pressão de vapor log-lin para vários líquidos

Quanto maior a pressão de vapor de um líquido a uma determinada temperatura, menor o ponto de ebulição normal (isto é, o ponto de ebulição à pressão atmosférica) do líquido.

O gráfico de pressão de vapor à direita tem gráficos das pressões de vapor versus temperaturas para uma variedade de líquidos. Como pode ser visto no gráfico, os líquidos com as pressões de vapor mais altas têm os pontos de ebulição normais mais baixos.

Por exemplo, em qualquer temperatura, o cloreto de metila tem a pressão de vapor mais alta de qualquer um dos líquidos no gráfico. Ele também tem o ponto de ebulição normal mais baixo (-24,2 ° C), que é onde a curva de pressão de vapor do cloreto de metila (a linha azul) cruza a linha de pressão horizontal de uma atmosfera ( atm ) de pressão de vapor absoluta.

O ponto crítico de um líquido é a temperatura (e pressão) mais alta em que ele realmente ferverá.

Veja também Pressão de vapor da água .

Propriedades dos elementos

O elemento com o ponto de ebulição mais baixo é o hélio . Ambos os pontos de ebulição do rênio e do tungstênio excedem 5.000 K à pressão padrão ; por ser difícil medir temperaturas extremas com precisão e sem viés, ambos foram citados na literatura como tendo o ponto de ebulição mais alto.

Ponto de ebulição como propriedade de referência de um composto puro

Como pode ser visto no gráfico acima do logaritmo da pressão de vapor versus a temperatura para qualquer composto químico puro, seu ponto de ebulição normal pode servir como uma indicação da volatilidade geral desse composto . Um determinado composto puro tem apenas um ponto de ebulição normal, se houver, e o ponto de ebulição normal e o ponto de fusão de um composto podem servir como propriedades físicas características para esse composto, listadas em livros de referência. Quanto mais alto o ponto de ebulição normal de um composto, menos volátil esse composto é em geral e, inversamente, quanto mais baixo o ponto de ebulição normal de um composto, mais volátil esse composto é em geral. Alguns compostos se decompõem em temperaturas mais altas antes de atingir seu ponto de ebulição normal, ou às vezes até mesmo seu ponto de fusão. Para um composto estável, o ponto de ebulição varia de seu ponto triplo ao seu ponto crítico , dependendo da pressão externa. Além de seu ponto triplo, o ponto de ebulição normal de um composto, se houver, é maior que seu ponto de fusão. Além do ponto crítico, as fases líquida e vapor de um composto se fundem em uma fase, que pode ser chamada de gás superaquecido. Em qualquer temperatura, se o ponto de ebulição normal de um composto for menor, então esse composto geralmente existirá como um gás à pressão atmosférica externa. Se o ponto de ebulição normal do composto for mais alto, então esse composto pode existir como líquido ou sólido a uma determinada temperatura à pressão atmosférica externa e, portanto, existirá em equilíbrio com seu vapor (se volátil) se seus vapores estiverem contidos. Se os vapores de um composto não estiverem contidos, alguns compostos voláteis podem eventualmente evaporar, apesar de seus pontos de ebulição mais altos.

Pontos de ebulição de alcanos , alcenos , éteres , halogenoalcanos , aldeídos , cetonas , álcoois e ácidos carboxílicos em função da massa molar

Em geral, compostos com ligações iônicas têm pontos de ebulição normais altos, se não se decompõem antes de atingir temperaturas tão altas. Muitos metais têm pontos de ebulição altos, mas não todos. Muito geralmente - com outros fatores sendo iguais - em compostos com moléculas ligadas covalentemente , à medida que o tamanho da molécula (ou massa molecular ) aumenta, o ponto de ebulição normal aumenta. Quando o tamanho molecular se torna o de uma macromolécula , polímero ou de outra forma muito grande, o composto geralmente se decompõe em alta temperatura antes que o ponto de ebulição seja atingido. Outro fator que afeta o ponto de ebulição normal de um composto é a polaridade de suas moléculas. À medida que a polaridade das moléculas de um composto aumenta, seu ponto de ebulição normal aumenta, mantendo-se os outros fatores iguais. Intimamente relacionada está a capacidade de uma molécula de formar ligações de hidrogênio (no estado líquido), o que torna mais difícil para as moléculas deixarem o estado líquido e, portanto, aumenta o ponto de ebulição normal do composto. Os ácidos carboxílicos simples dimerizam formando ligações de hidrogênio entre as moléculas. Um fator menor que afeta os pontos de ebulição é a forma de uma molécula. Tornar a forma de uma molécula mais compacta tende a diminuir ligeiramente o ponto de ebulição normal em comparação com uma molécula equivalente com mais área de superfície.

Comparação dos pontos de ebulição do isômero butano ( C 4 H 10 )
Nome comum n - butano isobutano
Nome IUPAC butano 2-metilpropano

Forma molecular
Butano-3D-balls.png Isobutane-3D-balls.png
Ponto de ebulição
(°C)
-0,5 −11,7
Comparação dos pontos de ebulição do isômero pentano
Nome comum n - pentano isopentano neopentano
Nome IUPAC pentano 2-metilbutano 2,2-dimetilpropano

Forma molecular
Pentano-3D-balls.png Isopentano-3D-balls.png Neopentane-3D-balls.png
Ponto de ebulição
(°C)
36,0 27,7 9,5
Diagrama de ponto de ebulição binário de dois componentes hipotéticos de interação fraca sem um azeótropo

A maioria dos compostos voláteis (em qualquer lugar perto da temperatura ambiente) passa por uma fase líquida intermediária enquanto aquece de uma fase sólida para eventualmente se transformar em uma fase de vapor. Em comparação com a ebulição, uma sublimação é uma transformação física na qual um sólido se transforma diretamente em vapor, o que acontece em alguns casos selecionados, como com dióxido de carbono à pressão atmosférica. Para tais compostos, um ponto de sublimação é uma temperatura na qual um sólido que se transforma diretamente em vapor tem uma pressão de vapor igual à pressão externa.

Impurezas e misturas

Na seção anterior, os pontos de ebulição de compostos puros foram abordados. As pressões de vapor e os pontos de ebulição das substâncias podem ser afetados pela presença de impurezas dissolvidas ( solutos ) ou outros compostos miscíveis, dependendo o grau de efeito da concentração das impurezas ou outros compostos. A presença de impurezas não voláteis, como sais ou compostos de volatilidade muito inferior à do composto componente principal, diminui sua fração molar e a volatilidade da solução e, portanto, eleva o ponto de ebulição normal em proporção à concentração dos solutos. Este efeito é chamado de elevação do ponto de ebulição . Como um exemplo comum, a água salgada ferve a uma temperatura mais alta do que a água pura.

Em outras misturas de compostos miscíveis (componentes), pode haver dois ou mais componentes de volatilidade variável, cada um tendo seu próprio ponto de ebulição do componente puro em qualquer pressão. A presença de outros componentes voláteis em uma mistura afeta as pressões de vapor e, portanto, os pontos de ebulição e de orvalho de todos os componentes da mistura. O ponto de orvalho é uma temperatura na qual um vapor se condensa em um líquido. Além disso, em qualquer temperatura, a composição do vapor é diferente da composição do líquido na maioria desses casos. Para ilustrar esses efeitos entre os componentes voláteis de uma mistura, um diagrama de ponto de ebulição é comumente usado. A destilação é um processo de ebulição e [geralmente] condensação que tira vantagem dessas diferenças de composição entre as fases líquida e vapor.

Tabela

Veja também

Referências

links externos