Como o ponto de ebulição depende da pressão interna. Por que o ponto de ebulição da água é diferente em diferentes condições? O que determina o ponto de ebulição da água

Ebulição- é a vaporização que ocorre simultaneamente tanto na superfície quanto em todo o volume do líquido. Consiste no fato de que inúmeras bolhas surgem e estouram, causando uma fervura característica.

Como mostra a experiência, a ebulição de um líquido a uma determinada pressão externa começa a uma temperatura bem definida que não muda durante o processo de ebulição e só pode ocorrer quando a energia é fornecida de fora como resultado da transferência de calor (Fig. 1) :

onde L é o calor específico de vaporização no ponto de ebulição.

Mecanismo de ebulição: há sempre um gás dissolvido em um líquido, cujo grau de dissolução diminui com o aumento da temperatura. Além disso, há gás adsorvido nas paredes do vaso. Quando o líquido é aquecido por baixo (Fig. 2), o gás começa a evoluir na forma de bolhas próximas às paredes do vaso. O líquido evapora nessas bolhas. Portanto, além do ar, eles contêm vapor saturado, cuja pressão aumenta rapidamente com o aumento da temperatura, e as bolhas aumentam de volume e, consequentemente, as forças de Arquimedes que atuam sobre elas aumentam. Quando a força de empuxo se torna mais poder gravidade da bolha, ela começa a subir. Mas até que o líquido seja aquecido uniformemente, à medida que sobe, o volume da bolha diminui (pressão vapor saturado diminui com a diminuição da temperatura) e, antes de atingir a superfície livre, as bolhas desaparecem (colapsam) (Fig. 2, a), razão pela qual ouvimos um ruído característico antes da fervura. Quando a temperatura do líquido se equaliza, o volume da bolha aumentará à medida que ela sobe, pois a pressão do vapor saturado não muda, e a pressão externa na bolha, que é a soma da pressão hidrostática do líquido acima da bolha e a pressão atmosférica, diminui. A bolha atinge a superfície livre do líquido, estoura e sai vapor saturado (Fig. 2, b) - o líquido ferve. A pressão de vapor de saturação nas bolhas é praticamente igual à pressão externa.

A temperatura na qual a pressão de vapor saturado de um líquido é igual à pressão externa em sua superfície livre é chamada ponto de ebulição líquidos.

Como a pressão do vapor saturado aumenta com o aumento da temperatura e, durante a ebulição, deve ser igual à pressão externa, a temperatura de ebulição aumenta com o aumento da pressão externa.

O ponto de ebulição também depende da presença de impurezas, geralmente aumentando com o aumento da concentração de impurezas.

Se o líquido for primeiro liberado do gás dissolvido nele, ele poderá superaquecer, ou seja, calor acima do ponto de ebulição. Este é um estado instável do líquido. Uma pequena agitação suficiente e o líquido ferve, e sua temperatura cai imediatamente para o ponto de ebulição.

Como a pressão do vapor saturado é determinada exclusivamente pela temperatura, e a ebulição de um líquido ocorre no momento em que a pressão dos vapores saturados desse líquido é igual à pressão externa, a temperatura de ebulição deve depender da pressão externa . Com a ajuda de experimentos, é fácil mostrar que, com a diminuição da pressão externa, o ponto de ebulição diminui e, com o aumento da pressão, aumenta.

A ebulição de um líquido sob pressão reduzida pode ser mostrada usando o seguinte experimento. Despeje a água da torneira em um copo e abaixe um termômetro nele. Um copo de água é colocado sob uma jarra de vidro planta de vácuo e ligue a bomba. Quando a pressão sob a tampa cai o suficiente, a água no copo começa a ferver. Como a energia é gasta na vaporização, a temperatura da água no copo começa a diminuir durante a fervura e, quando a bomba funciona bem, a água finalmente congela.

A água é aquecida a altas temperaturas em caldeiras e autoclaves. O dispositivo de autoclave é mostrado na fig. 8.6, onde K é uma válvula de segurança, é uma alavanca pressionando a válvula, M é um manômetro. A pressões superiores a 100 atm, a água é aquecida a temperaturas superiores a 300 °C.

Tabela 8.2. Pontos de ebulição de algumas substâncias

O ponto de ebulição de um líquido em temperatura normal pressão atmosférica chamado de ponto de ebulição. Da Tabela. 8.1 e 8.2 fica claro que a pressão de vapor saturado para éter, água e álcool no ponto de ebulição é 1,013 105 Pa (1 atm).

Segue-se do exposto que em minas profundas a água deve ferver a uma temperatura acima de 100 °C e em áreas montanhosas - abaixo de 100 °C. Como o ponto de ebulição da água depende da altura acima do nível do mar, na escala do termômetro, em vez da temperatura, você pode indicar a altura em que a água ferve nessa temperatura. A determinação da altura usando esse termômetro é chamada de hipsometria.

A experiência mostra que o ponto de ebulição de uma solução é sempre maior que o ponto de ebulição de um solvente puro e aumenta com o aumento da concentração da solução. No entanto, a temperatura do vapor acima da superfície de uma solução em ebulição é igual ao ponto de ebulição de um solvente puro. Portanto, para determinar o ponto de ebulição de um líquido puro, é melhor colocar o termômetro não em um líquido, mas em um vapor acima da superfície de um líquido em ebulição.

O processo de ebulição está intimamente relacionado com a presença de gás dissolvido no líquido. Se o gás dissolvido nele for removido do líquido, por exemplo, por ebulição prolongada, esse líquido poderá ser aquecido a uma temperatura significativamente superior ao seu ponto de ebulição. Esse líquido é chamado superaquecido. Na ausência de bolhas de gás, a formação das menores bolhas de vapor, que poderiam se tornar centros de vaporização, é impedida pela pressão de Laplace, que é grande para um pequeno raio de bolha. Isso explica o superaquecimento do líquido. Quando ferve, ferve muito violentamente.

Todos sabem que o ponto de ebulição da água à pressão atmosférica normal (cerca de 760 mm Hg) é de 100 °C. Mas nem todo mundo sabe que a água pode ferver quando temperatura diferente. O ponto de ebulição depende de vários fatores. Se certas condições forem acionadas, a água pode ferver a +70 °C, a +130 °C e até a 300 °C! Vamos considerar os motivos com mais detalhes.

Do que depende o ponto de ebulição da água?

A água fervente em um recipiente ocorre de acordo com um determinado mecanismo. No processo de aquecimento do líquido, bolhas de ar aparecem nas paredes do recipiente no qual ele é despejado. Dentro de cada bolha há vapor. A temperatura do vapor nas bolhas é inicialmente muito mais alta que a da água aquecida. Mas sua pressão durante esse período é maior do que dentro das bolhas. Até que a água aqueça, o vapor nas bolhas se comprime. Então, sob a influência da pressão externa, as bolhas estouram. O processo continua até que as temperaturas do líquido e do vapor nas bolhas sejam iguais. É agora que as bolas com vapor podem subir à superfície. A água começa a ferver. Além disso, o processo de aquecimento é interrompido, pois o excesso de calor é removido pelo vapor para fora da atmosfera. Este é o equilíbrio termodinâmico. Lembre-se da física: a pressão da água consiste no peso do próprio líquido e na pressão do ar acima do recipiente com água. Assim, alterando um dos dois parâmetros (a pressão do líquido no recipiente e a pressão da atmosfera), é possível alterar o ponto de ebulição.

Qual é o ponto de ebulição da água nas montanhas?

Nas montanhas, o ponto de ebulição de um líquido cai gradualmente. Isso se deve ao fato de que a pressão atmosférica diminui gradualmente ao escalar uma montanha. Para que a água ferva, a pressão nas bolhas que aparecem durante o aquecimento da água deve ser igual à pressão atmosférica. Portanto, com o aumento da altitude nas montanhas a cada 300 m, o ponto de ebulição da água diminui aproximadamente um grau. Essa água fervente não é tão quente quanto o líquido fervente no país plano. Em grandes altitudes é difícil e às vezes impossível fazer chá. A dependência da água fervente na pressão é assim:

Altura acima do nível do mar
Ponto de ebulição

E em outras condições?

Qual é o ponto de ebulição da água no vácuo? O vácuo é um meio rarefeito no qual a pressão é muito menor que a pressão atmosférica. O ponto de ebulição da água em um meio rarefeito também depende da pressão residual. A uma pressão de vácuo de 0,001 atm. o líquido ferverá a 6,7°C. Normalmente, a pressão residual é de cerca de 0,004 atm. Portanto, nessa pressão, a água ferve a 30 ° C. À medida que a pressão aumenta em um meio rarefeito, o ponto de ebulição de um líquido aumenta.

Por que a água ferve a uma temperatura mais alta em um recipiente fechado?

Em um recipiente hermeticamente fechado, o ponto de ebulição de um líquido está relacionado à pressão dentro do recipiente. No processo de aquecimento, é liberado vapor, que se deposita como condensado na tampa e nas paredes do recipiente. Assim, a pressão dentro do vaso aumenta. Por exemplo, em uma panela de pressão, a pressão chega a 1,04 atm. Portanto, o líquido ferve a 120 ° C. Normalmente, nesses recipientes, a pressão pode ser regulada por meio de válvulas embutidas e, portanto, a temperatura também.

Uma das principais leis é descoberta pelo químico francês F. M. Raoulem em 1887. uma regularidade que determina algumas propriedades de soluções que dependem da concentração, mas não da natureza do soluto.

François Marie Raul(1830 - 1901) - Químico e físico francês, membro correspondente da Academia de Ciências de Paris (1890). Desde 1867 - na Universidade de Grenoble (professor desde 1870). Membro correspondente da Academia de Ciências de São Petersburgo (1899).

Acima de qualquer fase líquida há sempre uma certa quantidade (dependendo das condições externas) de uma fase gasosa que consiste na mesma substância. Portanto, acima da água na atmosfera, há necessariamente vapor d'água. A quantidade desta fase de vapor é expressa como uma pressão parcial (concentração de gás) igual ao total, desde que este gás ocupe o volume total de gás.

As propriedades físicas das soluções (solubilidade, pontos de congelamento e ebulição) são devidas principalmente a uma mudança na pressão de vapor saturado do solvente acima da solução. François Raoult descobriu que a pressão de vapor saturado de um solvente sobre uma solução é sempre menor do que sobre um solvente puro e derivou a seguinte relação:

p 0 - pressão parcial de vapor do solvente sobre solvente puro;

pi é a pressão parcial de vapor do solvente sobre a solução;

n i é a fração molar da substância dissolvida.

Assim, uma das leis básicas que determinam as propriedades físicas das soluções pode ser formulada da seguinte forma:

redução relativa na pressão de vapor de saturaçãosolvente sobre a solução é igual à fração molar da substância dissolvida.

Esta lei muito importante explicou as mudanças nas temperaturas de transição de fase para soluções de um solvente relativamente puro.

1. Mudança de temperatura de congelamento

A condição para a cristalização é a igualdade da pressão de vapor saturado do solvente sobre a solução com a pressão de vapor sobre o solvente sólido. Como a pressão de vapor de um solvente sobre uma solução é sempre menor do que sobre um solvente puro, essa igualdade sempre será alcançada a uma temperatura inferior ao ponto de congelamento do solvente. Assim, a água do oceano começa a congelar a uma temperatura de cerca de -2 ° C.

A diferença entre a temperatura de cristalização do solvente T 0 fr e a temperatura de início da cristalização da solução T fr é a diminuição da temperatura de cristalização. Então podemos formular o seguinte corolário da lei de Raoult:

a diminuição da temperatura de cristalização de soluções diluídas não depende da natureza do soluto e é diretamente proporcional à concentração molar da solução:

Aqui: mé a molalidade da solução; PARAé a constante crioscópica, que é constante para cada solvente. Para a água, K \u003d 1,86 0, o que significa que todas as soluções aquosas de um molar devem congelar a uma temperatura de - 1,86 0 C.

Como, à medida que o solvente cristaliza da solução, a concentração desta aumenta, as soluções não têm um ponto de congelamento específico e cristalizam em uma determinada faixa de temperatura.

1. Alteração dos pontos de ebulição

Um líquido ferve na temperatura na qual a pressão total de vapor se torna igual à pressão externa. Se o soluto for não volátil (ou seja, por sua pressão vapores saturados acima da solução pode ser desprezada), então a pressão de vapor de saturação total sobre a solução é igual à pressão de vapor parcial do solvente. Nesse caso, a pressão de vapor saturado sobre a solução em qualquer temperatura será menor do que sobre o solvente puro, e a igualdade com sua pressão externa será alcançada em uma temperatura mais alta. Assim, o ponto de ebulição de uma solução de uma substância não volátil T b é sempre maior que o ponto de ebulição de um solvente puro à mesma pressão T b . Daí o segundo corolário da lei de Raoult:

o aumento do ponto de ebulição de soluções diluídas de substâncias não voláteis não depende da natureza do soluto e é diretamente proporcional à concentração molar da solução:

Aqui: mé a molalidade da solução; Eé a constante ebullioscópica, que é constante para cada solvente. Para a água, E \u003d 0,56 0, o que significa que todas as soluções aquosas de um molar devem começar a ferver a uma temperatura de 100,56 0 C à pressão padrão.

Ebulição- Trata-se de uma transição intensa do líquido para o vapor, ocorrendo com a formação de bolhas de vapor em todo o volume do líquido a uma determinada temperatura.

Durante a ebulição, a temperatura do líquido e do vapor acima dele não muda. Ele permanece inalterado até que todo o líquido ferva. Isso ocorre porque toda a energia fornecida ao líquido é gasta para transformá-lo em vapor.

A temperatura na qual um líquido ferve é chamada ponto de ebulição.

O ponto de ebulição depende da pressão exercida na superfície livre do líquido. Isso se deve à dependência da pressão de vapor saturado com a temperatura. Uma bolha de vapor cresce enquanto a pressão do vapor saturado dentro dela excede ligeiramente a pressão no líquido, que é a soma da pressão externa e da pressão hidrostática da coluna de líquido.

Quanto maior a pressão externa, mais temperatura de ebulição.

Todo mundo sabe que a água ferve a 100 ºC. Mas não devemos esquecer que isso é verdade apenas na pressão atmosférica normal (cerca de 101 kPa). Com o aumento da pressão, o ponto de ebulição da água aumenta. Assim, por exemplo, em panelas de pressão, os alimentos são cozidos sob uma pressão de cerca de 200 kPa. O ponto de ebulição da água chega a 120°C. Em água desta temperatura, o processo de cozimento é muito mais rápido do que em água fervente comum. Isso explica o nome "panela de pressão".

Por outro lado, reduzindo a pressão externa, diminuímos o ponto de ebulição. Por exemplo, em regiões montanhosas (a uma altitude de 3 km, onde a pressão é de 70 kPa), a água ferve a uma temperatura de 90 ° C. Portanto, os habitantes dessas áreas, usando essa água fervente, precisam de muito mais tempo para cozinhar do que os habitantes das planícies. E cozinhar nesta água fervente, por exemplo, um ovo de galinha geralmente é impossível, pois a uma temperatura abaixo de 100 ° C a proteína não coagula.

Cada líquido tem seu próprio ponto de ebulição, que depende da pressão de vapor de saturação. Quanto maior a pressão de vapor saturado, menor o ponto de ebulição do líquido correspondente, pois em temperaturas mais baixas a pressão de vapor saturado torna-se igual à pressão atmosférica. Por exemplo, a um ponto de ebulição de 100 ° C, a pressão do vapor de água saturado é de 101.325 Pa (760 mm Hg) e a pressão do vapor é de apenas 117 Pa (0,88 mm Hg). Mercúrio ferve a 357°C à pressão normal.

O calor da vaporização.

Calor de vaporização (calor de vaporização)- a quantidade de calor que deve ser transmitida à substância (a pressão e temperatura constantes) para transformação completa substância líquida no par.

A quantidade de calor necessária para a vaporização (ou liberada durante a condensação). Para calcular a quantidade de calor Q, necessário para a transformação em vapor de um líquido de qualquer massa, tomado no ponto de ebulição, você precisa calor específico vaporização r faca mental para a massa m:

Quando o vapor condensa, a mesma quantidade de calor é liberada.