Artigo sobre Mudanças de fase, Temperatura crítica e Ponto triplo
Na discussão sobre a lei dos gases ideais, foi explicado que ela descreve o comportamento de um gás real com precisão apenas quando a pressão e a densidade do gás não são muito elevadas. Se a pressão e a densidade do gás real forem suficientemente altas, a lei dos gases ideais fornece resultados imprecisos, assim como quando a temperatura do gás real se aproxima do ponto de ebulição. Isso está relacionado às interações que ocorrem entre as moléculas do gás real. A pressão de um gás é inversamente proporcional ao seu volume. Quando a pressão do gás é suficientemente alta, o volume do gás diminui. Como o volume do gás é pequeno, a distância entre as moléculas diminui. Quando a distância entre as moléculas diminui, elas se atraem. É como quando você coloca um pedaço de ferro em um ímã. Se a distância entre o ímã e o ferro for grande o suficiente, o ímã não conseguirá atrair o ferro. Mas se a distância entre o ímã e o ferro for pequena, o ferro será atraído.
Assim, as moléculas de gás comportam-se como um íman. Quando a distância entre as moléculas é suficientemente pequena, elas atraem-se. Essa força de atração faz com que a distância entre as moléculas diminua (o volume do gás diminui). Normalmente, isto acontece quando a pressão do gás é suficientemente alta (pressão alta, volume baixo. Volume pequeno, a distância entre as moléculas diminui). Portanto, a lei dos gases ideais não fornece resultados precisos quando a pressão e a densidade do gás real são elevadas.
Diagrama de Pressão vs. Volume de Pressão
Para melhor compreender o problema acima, vamos analisar o diagrama, que mostra a relação entre a pressão e o volume de um gás. As curvas 1, 2, 3 e 4 representam o mesmo comportamento do gás em diferentes temperaturas. A temperatura do gás mostrada na curva 1 é maior que a da curva 2. A temperatura do gás mostrada na curva 2 é maior que a da curva 3. A temperatura do gás mostrada na curva 3 é maior que a da curva 4. A curva é representada pela barra transversal no meio do diagrama. A temperatura do gás permanece constante, variando apenas a pressão (P) e o volume (V) do gás.
De acordo com a lei dos gases ideais, a linha que começa no número 1 deve terminar no número 1. Da mesma forma, a linha que começa no número 2 deve terminar no número 2. A realidade experimentada por um gás real não corresponde à previsão da lei dos gases ideais. Quando a pressão do gás é suficientemente alta, o volume do gás diminui e se desvia da previsão da lei dos gases ideais (compare com as curvas 1 e 2). A magnitude do desvio de volume do gás também depende da temperatura. Se a temperatura do gás for baixa e se aproximar do ponto de fusão, também conhecido como ponto de ebulição (ponto b), o gás geralmente apresenta um desvio de volume mais significativo do que quando a temperatura é mais alta (compare as curvas 1, 2, 3 e 4). Isso é influenciado pela presença de atração entre as moléculas do gás, como explicado anteriormente.
A curva 3 no diagrama acima mostra o comportamento de uma substância em sua temperatura crítica. O ponto c atravessado pela curva 3 é chamado de ponto crítico. Em temperaturas superiores à temperatura crítica, o gás não consegue se transformar em líquido, mesmo sob pressão considerável (compare com as curvas 2 e 1). A pressão exercida apenas reduz o volume do gás, mas não o transforma em líquido. Por outro lado, em temperaturas inferiores à temperatura crítica, o gás se transforma em líquido se submetido a uma pressão absoluta (compare com a curva 3). A pressão necessária para transformar um gás em líquido na temperatura crítica é conhecida como pressão crítica. Cada substância possui uma temperatura crítica e uma pressão crítica diferentes.
A curva 4 no diagrama acima mostra o processo de transformação do estado gasoso para o líquido. A área sombreada (que lembra uma montanha) representa a região onde o gás e o líquido estão em equilíbrio. Inicialmente, o volume do gás é grande. Com o aumento da pressão, o volume do gás diminui até atingir o ponto b (o ponto b é o ponto de fusão, também conhecido como ponto de ebulição). Ao chegar ao ponto b, o gás começa a se transformar em líquido. Durante o processo de transformação do gás para o líquido (do ponto b ao ponto a), o volume da substância diminui mesmo sem aumento de pressão (indicado por uma linha reta). No ponto a, todo o gás se transformou em líquido. Após atingir o ponto a, o aumento da pressão sobre a substância resulta em uma variação mínima de volume (indicada por uma curva muito acentuada).
No dia a dia, usamos frequentemente os termos vapor e gás. Por exemplo, vapor de água ou gás nitrogênio. Raramente nos referimos ao vapor de água como gás de água, embora o vapor de água seja um gás proveniente da água. O mesmo acontece com nitrogênio, oxigênio, etc. Nitrogênio ou oxigênio são comumente chamados de gás. Gás e vapor têm significados diferentes. Se o gás proveniente de uma substância estiver abaixo da temperatura crítica do material, chamamos de vapor. Por outro lado, se o gás proveniente de uma substância estiver acima da temperatura crítica da substância, chamamos de gás.
Diagrama de pressão versus temperatura (Diagrama de fases)
Anteriormente, descrevemos o comportamento das substâncias usando um diagrama de pressão versus volume. Além do diagrama PV, o comportamento das substâncias pode ser explicado usando o diagrama de pressão (P) versus temperatura (T). Os diagramas PV são comumente chamados de diagramas de fase. São chamados de diagramas de fase porque são usados para comparar as fases de uma substância. Uma das substâncias que frequentemente muda de fase é a água.
Existem três curvas no diagrama, a saber, curvas de evaporação, curvas de fusão e curvas de sublimação.
A curva de evaporação mostra os pontos onde o líquido e o vapor estão em equilíbrio. O ponto em que o líquido e o vapor se encontram em equilíbrio é chamado de ponto de fusão, também conhecido como ponto de ebulição (chamado de ponto de fusão porque, nesse ponto, o vapor pode derreter e se transformar em água. Chamado de ponto de ebulição porque, nesse ponto, a água pode ferver e se transformar em vapor). Assim, a curva de evaporação é, na verdade, um gráfico que indica a relação entre a pressão (P) e o ponto de ebulição/temperatura de fusão. Observa-se que quanto menor a pressão, menor a temperatura do ponto de ebulição da água, ou seja, quanto maior a pressão, maior a temperatura do ponto de ebulição da água. A uma pressão de 1 atm, a temperatura do ponto de ebulição da água é de 100 ° C. Por outro lado, a uma pressão de 218 atm, a temperatura do ponto de ebulição da água é de 374 ° C.
A pressão de 218 atm também é chamada de pressão crítica da água, enquanto a temperatura de 374 ° C também é chamada de temperatura crítica da água. Se a temperatura do vapor for inferior a 374 ° C, o vapor pode mudar de fase para líquido se for submetido a uma pressão de 374 ° C. A pressão não consegue transformar o vapor em líquido se a temperatura for superior a 218 ° C.
A curva de fusão mostra os pontos onde o líquido e o sólido estão em equilíbrio. O ponto onde o líquido e o sólido estão em equilíbrio é chamado de ponto de fusão ou ponto de congelamento (chamado de ponto de fusão porque, neste ponto, o gelo pode derreter e se transformar em água. Chamado de ponto de congelamento porque, neste ponto, a água pode congelar e se transformar em gelo). Assim, a curva de fusão é um gráfico que indica a relação entre a pressão (P) e o ponto de fusão ou a temperatura de congelamento. A uma pressão de 1 atm, o ponto de congelamento da água (ou o ponto de fusão do gelo) é igual a 0 ° C. Em contraste com a pressão de 218 atm, o ponto de congelamento da água (ou o ponto de fusão do gelo) é inferior a 0 ° C. Observe que, a uma pressão de 1 atm, a água está no estado líquido se a temperatura estiver entre 0 °C e 100 ° C. A água está no estado sólido se, a uma pressão de 1 atm, a temperatura for inferior a 0 ° C, ou a água está no estado gasoso se, a uma pressão de 1 atm, a temperatura for superior a 100 ° C.
A curva de sublimação mostra os pontos onde o sólido e o vapor estão em equilíbrio. 
O ponto de equilíbrio é chamado de ponto de sublimação. Assim, a curva de sublimação é um gráfico que mostra a relação entre a pressão (P) e a temperatura do ponto de sublimação. A sublimação é o processo de transformação de um sólido em vapor, sem passar por um líquido. Normalmente, a sublimação ocorre apenas em baixa pressão. O gelo só pode sublimar se a temperatura for inferior a 0.01 °C. oC e a pressão é inferior a 0.006 atm. O ponto onde as três curvas se cruzam é chamado de ponto triplo.
Abaixo está um diagrama de fases do dióxido de carbono. Observe que a escala no diagrama de fases da água e no diagrama de fases do dióxido de carbono não são lineares.
