Transições de fase: tipos, classificações, propriedades e exemplos (c / diagrama)

Todo mundo tem uma memória de quando eram crianças e comiam sorvete derretido de forma inesperada (e indesejada). Talvez você estivesse na praia, tentando acompanhar os fluxos de sorvete derretido escorrendo pelos seus dedos, mas então a colher inteira caiu na areia. Talvez você tenha deixado um picolé ao sol por muito tempo e tenha voltado para uma poça de água açucarada de cor luminosa. Seja qual for a sua experiência, a maioria das pessoas tem alguma memória clara de algo nofase sólidaem transição para ofase líquida, e as consequências dessa mudança.

Claro, os físicos têm uma linguagem específica para descrever essas mudanças de fase entre os diferentes estados da matéria. Não deve ser uma surpresa que as diferentes propriedades físicas dos materiais governam como eles se comportam, incluindo as temperaturas nas quais eles passam por mudanças de fase. Aprender como você calcula a energia gasta nessas mudanças de fase e um pouco sobre o aspecto físico relevante propriedades são cruciais para a compreensão de tudo, desde o derretimento do gelo até processos mais incomuns, como sublimação.

A maioria das pessoas está familiarizada com as três fases principais da matéria: sólida, líquida e gasosa. No entanto, existe também um quarto estado da matéria denominado plasma, que será descrito brevemente mais adiante neste artigo. Os sólidos são os mais fáceis de entender; a matéria no estado sólido mantém sua forma e não é compressível em um grau notável.

Usando a água como exemplo, o gelo é o estado sólido e é intuitivamente claro que o gelo se quebraria antes de você foram capazes de comprimi-lo em um volume menor, e mesmo assim o gelo quebrado ainda ocuparia o mesmo volume. Você também pode pensar em uma esponja como um possível contra-exemplo, mas, nesse caso, quando você a "compacta", você está realmente apenas removendo todos os orifícios de ar que ele contém em seu estado natural - a matéria sólida real não consegue comprimido.

Os líquidos assumem a forma do recipiente em que estão, mas são incompressíveis da mesma forma que os sólidos. Mais uma vez, a água líquida é o exemplo perfeito disso porque é muito familiar: você pode colocar água em qualquer forma do recipiente, mas você não pode comprimi-lo fisicamente para ocupar menos volume do que em seu Estado. Gases como vapor d'água, por outro lado, preenchem a forma do recipiente em que estão, mas podem ser comprimidos.

O comportamento de cada um é explicado por sua estrutura atômica. Em um sólido, há um arranjo de rede regular de átomos, então ele forma uma estrutura de cristal ou pelo menos uma massa amorfa porque os átomos estão fixos no lugar. Em um líquido, as moléculas ou átomos são livres para se mover, mas estão parcialmente conectadas por ligações de hidrogênio, de modo que flui livremente, mas tem alguma viscosidade. Em um gás, as moléculas são completamente separadas, sem forças intermoleculares que as mantêm juntas, razão pela qual um gás pode se expandir e comprimir muito mais livremente do que sólidos ou líquidos.

Quando você adiciona calor a um sólido, ele aumenta sua temperatura até atingir o ponto de fusão, estágio em que as coisas mudam. A energia térmica que você adiciona quando está no ponto de fusão não altera a temperatura; fornece energia para a transição de fase da fase sólida para a fase líquida, comumente chamada de fusão.

A equação que descreve o processo de fusão é:

Ondeeu​_f é o calor latente de fusão do material,mé a massa da substância eQé o calor adicionado. Como mostra a equação, as unidades de calor latente são energia / massa ou joules por kg, g ou outra medida de massa. O calor latente de fusão às vezes é denominado entalpia de fusão ou, às vezes, apenas calor latente de fusão.

Para qualquer substância específica - por exemplo, se você estiver olhando especificamente para o derretimento do gelo - há uma temperatura de transição específica na qual isso ocorre. Para o derretimento do gelo em água líquida, a temperatura de transição de fase é de 0 graus Celsius ou 273,15 Kelvin. Você pode pesquisar o calor latente de fusão para muitos materiais comuns online (consulte Recursos), mas para gelo é de 334 kJ / kg.

O mesmo processo da fusão ocorre quando você vaporiza uma substância, exceto que a temperatura na qual ocorre a transição de fase é o ponto de ebulição da substância. No entanto, da mesma forma, a energia adicional que você dá à substância neste ponto vai para a transição de fase, neste caso da fase líquida para a fase gasosa. O termo usado aqui é o calor latente de vaporização (ou entalpia de vaporização), mas o conceito é exatamente o mesmo que para o calor latente de fusão.

A equação também assume a mesma forma:

Ondeeu​_v este tempo é o calor latente de vaporização (consulte Recursos para obter uma tabela de valores para materiais comuns). Novamente, há uma temperatura de transição específica para cada substância, com a água líquida passando por essa transição a 100 C ou 373,15 Kelvin. Então, se você estiver aquecendo uma certa massamde água da temperatura ambiente até o ponto de ebulição e, em seguida, evaporando-a, há duas etapas o cálculo: a energia necessária para trazê-lo a 100 C e, em seguida, a energia necessária para vaporizar isto.

Embora a transição de fase de sólido para líquido (isto é, fusão) e de líquido para gás (vaporização) sejam as mais comumente encontradas, há muitas outras transições que podem ocorrer. Em particular,sublimaçãoé quando uma substância passa por uma transição de fase de uma fase sólida diretamente para uma fase gasosa.

O exemplo mais conhecido desse comportamento está no gelo seco, que na verdade é dióxido de carbono sólido. À temperatura ambiente e à pressão atmosférica, ele sublima diretamente em gás dióxido de carbono, e isso o torna uma escolha comum para efeitos de névoa teatrais.

O oposto de sublimação édeposição, onde um gás passa por uma mudança de estado diretamente para um sólido. Este é outro tipo de transição de fase que é menos comumente discutido, mas ainda ocorre na natureza.

A pressão tem um grande impacto na temperatura em que ocorrem as transições de fase. Em uma pressão mais alta, o ponto de vaporização é mais alto e reduz em pressões mais baixas. É por isso que a água ferve a uma temperatura mais baixa quando você está mais alto em altitude, porque a pressão é mais baixa e, portanto, o ponto de ebulição também. Essa relação geralmente é demonstrada em um diagrama de fases, que possui eixos para temperatura e pressão e linhas que separam as fases sólida, líquida e gasosa da substância em questão.

Se você olhar cuidadosamente para um diagrama de fase, você notará que há um ponto específico no qual a substância está na interseção de todas as três fases principais (ou seja, a fase gasosa, líquida e sólida) Isso é chamado deponto Triplo, ou o ponto crítico para a substância, e ocorre em uma temperatura crítica específica e uma pressão crítica.

O quarto estado da matéria é o plasma. Isso é um pouco diferente dos outros estados da matéria, porque é tecnicamente um gás que foi ionizado (ou seja, teve os elétrons removidos portanto, os átomos constituintes têm uma carga elétrica líquida) e, portanto, não tem uma transição de fase da mesma forma que os outros estados de matéria.

Seu comportamento é muito distinto de um gás típico, porque embora possa ser considerado eletricamente "quase neutro" (porque há um número igual de prótons e elétrons nointeiraplasma), existem bolsas de carga concentrada e correntes resultantes. Os plasmas também respondem a campos elétricos e magnéticos de uma forma que um gás típico não faria.

Uma das maneiras mais conhecidas de descrever as transições entre as diferentes fases é o sistema de classificação Ehrenfest, que divide as transições em transições de fase de primeira e segunda ordem, e o sistema moderno é fortemente baseado em esta. A "ordem" da transição refere-se à derivada de ordem inferior da energia livre termodinâmica que mostra uma descontinuidade. Por exemplo, as transições entre sólidos, líquidos e gases são transições de fase de primeira ordem porque o calor latente cria uma descontinuidade na derivada de energia livre.

Uma transição de fase de segunda ordem tem uma descontinuidade na segunda derivada da energia livre, mas não há calor latente envolvido no processo, então eles são considerados em fase contínua transições. Os exemplos incluem a transição para a supercondutividade (ou seja, o ponto em que algo se torna um supercondutor) e a transição de fase ferromagnética (conforme descrito pelo modelo de Ising).

A teoria de Landau é usada para descrever o comportamento de um sistema, particularmente em torno de um ponto crítico. De um modo geral, há quebra de simetria na temperatura de transição de fase, e isso é particularmente útil em descrevendo transições em cristais líquidos, com a fase de alta temperatura contendo mais simetrias do que a fase de baixa temperatura Estágio.

Vamos supor que você tenha um bloco de gelo de 1 kg a 0 C e queira derreter o gelo e aumentar a temperatura para 20 C, um pouco acima da temperatura ambiente padrão. Conforme mencionado anteriormente, existem duas partes em qualquer cálculo como este: Você precisa calcular a fase mudar e, em seguida, usar a abordagem usual para calcular a energia necessária para aumentar a temperatura pelo resultar.

O calor latente de fusão para gelo de água é de 334 kJ / kg, usando a equação anterior:

Portanto, o derretimento do gelo, especificamente de 1 kg, consome 334 quilojoules de energia. Claro, se você estivesse trabalhando com uma quantidade maior ou menor de gelo, o 1 kg seria simplesmente substituído pelo valor apropriado.

Agora, quando esta energia foi transferida para o gelo, ele terá mudado de fasemasainda estar a 0 C de temperatura. Para calcular a quantidade de calor que você precisa adicionar para aumentar a temperatura para 20 C, você simplesmente precisa pesquisar a capacidade de calor específica da água (C= 4.182 J / kg ° C) e use a expressão padrão:

Onde ∆Trepresenta a mudança de temperatura. Isso é fácil de resolver com as informações que temos: a mudança na temperatura necessária é de 20 C, então o restante do processo é simplesmente inserir os valores e calcular:

Todo o processo (ou seja, derreter o gelo e aquecer a água), portanto, requer:

Portanto, a maior parte da energia vem do processo de derretimento, e não do aquecimento. Observe que esse cálculo só funcionou porque as unidades eram consistentes em toda a extensão - a massa era sempre em kg, e a energia foi convertida em kJ para a adição final - e você deve sempre verificar isso antes de tentar um Cálculo.

Agora imagine que você pegou 1 kg de água a 20 C do último exemplo e deseja convertê-lo em vapor d'água. Tente resolver este problema antes de continuar lendo, porque o processo é essencialmente o mesmo de antes. Primeiro, você precisa calcular a quantidade de energia térmica necessária para levar a água ao ponto de ebulição e, então, você pode prosseguir e descobrir quanta energia adicional é necessária para vaporizar a água.

O primeiro estágio é igual ao segundo estágio do exemplo anterior, exceto agora ∆T= 80 C, uma vez que o ponto de ebulição da água líquida é 100 C. Então, usar a mesma equação dá:

A partir do ponto em que tanta energia foi adicionada, o restante da energia irá para a vaporização do líquido e você precisará calculá-lo usando a outra expressão. Isso é:

Ondeeu​_v = 2256 kJ / kg para água líquida. Observando que há 1 kg de água neste exemplo, você pode calcular:

Adicionar ambas as partes do processo juntas dá o calor total necessário:

Observe novamente que a grande maioria da energia térmica usada neste processo (como no derretimento do gelo) está na transição de fase, não no estágio de aquecimento comum.