Vapor

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Condensação da água em gotículas visíveis depois de evaporar de uma xícara de chá quente

Um vapor é uma substância na fase de gás à uma temperatura inferior à sua temperatura crítica.1 Isto significa que o vapor pode ser condensado para um líquido ou para um sólido pelo aumento de sua pressão, sem ser necessário reduzir a temperatura.

Por exemplo, a água tem uma temperatura crítica de 374ºC (ou 647 K) que é a temperatura mais alta em que pode existir água no estado líquido. Na atmosfera, em temperaturas normais, entretanto, água em estado gasosos é conhecida como vapor de água e irá condensar para a fase líquida se sua pressão parcial for suficientemente aumentada.

Um vapor pode coexistir com um líquido (ou sólido). Quando isto for verdade, as duas fases estarão em equilíbrio, e a pressão de gás será igual à pressão de vapor de equilíbrio do líquido (ou sólido).2

Propriedades[editar | editar código-fonte]

O termo vapor se refere a uma fase de gás em temperaturas onde a mesma substância também pode existir nos estados líquido e sólido, abaixo da temperatura crítica da substância. se o vapor estiver em contato com uma fase líquida ou sólida, as duas fases estarão em um estado de equilíbrio. O termo gás se refere a uma fase fluída compressível. Gases fixos são gases para os quais não se formam líquidos ou sólidos na temperatura do gás (como o ar em temperaturas ambientes típicas). Um líquido ou sólido não precisa ferver para liberar vapor.

O vapor é responsável pelo processo familiar de formação de nuvens e condensação. É comumente empregado para a execução do processo físico da destilação e extração de gases de uma amostra líquida para a cromatografia gasosa.

As moléculas constituíntes do vapor possuem movimentos vibracionais, rotacionais e translacionais, que são considerados na teoria cinética dos gases.

Pressão de vapor[editar | editar código-fonte]

Artigo principal: Pressão de vapor
Equilíbrio Líquido-Vapor

A pressão de vapor é a pressão de equilíbrio de um líquido ou sólido a uma temperatura específica. A pressão de equilíbrio de vapor de um líquido ou sólido não é afetada pela quantidade de contato com a interface sólida ou líquida.

O ponto de ebulição normal de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor é igual a uma atmosfera (unidade).3

Para um sistema de duas fases (e.g., duas fases líquidas) a pressão de vapor do sistema é a soma das pressões de vapor dos dois líquidos. Na ausência de uma atração forte inter-espécie entre moléculas semelhantes ou diferentes, a pressão de vapor segue a Lei de Raoult, que afirma que a pressão parcial de cada componente é o produto da pressão de vapor do componente puro e sua fração molar na mistura. A pressão de vapor total é a soma das pressões parciais dos componentes.4

A físico-química por trás da destilação é baseada na manipulação do equilíbrio entre as fases líquidas e vapor de uma molécula em solução.


Exemplos[editar | editar código-fonte]

Vapor de água é responsável pela umidade

Medição do vapor[editar | editar código-fonte]

Como está na fase gasosa, a quantidade de vapor presente é quantificada pela pressão parcial do gás. Além disso, os vapores obedecem a fórmula barométrica em um campo gravitacional da mesma forma que os gases atmosféricos convencionais fazem.

Vapores de líquidos inflamáveis[editar | editar código-fonte]

Líquidos inflamáveis não incendeiam quando sofrem ignição. É a nuvem de vapor sobre o líquido que queima se a concentração de vapor estiver entre os limites superior e inferior do limite explosivo do líquido inflamável.

Veja também[editar | editar código-fonte]


Referências[editar | editar código-fonte]

  1. R.H.Petrucci, W.S.Harwood and F.G.Herring, "General Chemistry", 8th edition (Prentice-Hall 2002), p.486
  2. Petrucci et al. p.483
  3. Petrucci et al. p.484
  4. Thomas Engel and Philip Reid, "Physical Chemistry" (Pearson Benjamin-Cummings 2006) p.194

Ligações externas[editar | editar código-fonte]


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