Ponto de ebulição

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Temperatura em que uma substância muda de líquido em vapor

Água potável

O ponto de ebulição de uma substância é a temperatura na qual a pressão de vapor de um líquido se iguala 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, ou seja, sob uma pressão mais baixa, tem um ponto de ebulição mais baixo do que quando esse líquido está à pressão atmosférica. Por causa disso, a água ferve a 99,97 °C (211,95 °F) sob pressão padrão 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 irão ferver em diferentes temperaturas.

O ponto de ebulição normal (também chamado de ponto de ebulição atmosférica ou ponto de ebulição à pressão atmosférica) de um líquido é o caso especial em qual 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 é definido pela IUPAC desde 1982 como a temperatura na qual a ebulição ocorre sob a 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 em um gás a uma determinada pressão (geralmente pressão atmosférica).

Os 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 no qual as moléculas localizadas perto da borda do líquido, não contidas por pressão líquida 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 inferior da água na pressão mais baixa, alcançada usando uma bomba de vácuo.

Um líquido saturado contém o máximo de energia térmica possível sem entrar em ebulição (ou, inversamente, um vapor saturado contém o mínimo de energia térmica 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) for removida. Da mesma forma, um líquido em temperatura e pressão de saturação entrará em ebulição em sua fase de vapor à medida que energia térmica adicional é aplicada.

O ponto de ebulição corresponde à temperatura na qual a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão ambiental circundante. Assim, o ponto de ebulição é dependente 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 da 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:

{displaystyle T_{text{B}}=left({frac {1}{T_{0}}}-{frac {R,ln {frac {P}{P_{0}}}}{Delta H_{text{vap}}}}right)^{-1}}

onde:

{displaystyle T_{text{B}}}

é o ponto de ebulição na pressão do interesse,

R

é a constante de gás ideal,

P

é a pressão de vapor do líquido,

P_{0}

é alguma pressão onde o correspondente

T_{0}

é conhecido (geralmente dados disponíveis em 1 atm ou 100 kPa),

{displaystyle Delta H_{text{vap}}}

é o calor da vaporização do líquido,

T_{0}

é a temperatura de fervura,

ln

é o logaritmo natural.

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, também aumenta a temperatura de saturação.

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 conforme a pressão do sistema aumenta. Da mesma forma, um líquido na pressão e temperatura de saturação tenderá a entrar na 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 elevação, 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 dos líquidos

Um gráfico de pressão de vapor de 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 apresenta 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 absoluta de vapor.

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

Veja também Pressão de vapor da água.

Ponto de ebulição dos elementos químicos

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; como é 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 maior o ponto de ebulição normal de um composto, menos volátil esse composto é em geral e, inversamente, quanto menor 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 até 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 de 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, esse composto geralmente existirá como um gás à pressão atmosférica externa. Se o ponto de ebulição normal do composto for maior, então esse composto pode existir como um líquido ou sólido em uma dada temperatura na pressão atmosférica externa, e assim existirá em equilíbrio com seu vapor (se for 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 alkanes, alkenes, éteres, halogenoalkanes, aldeídos, cetonas, álcool e ácidos carboxílicos como função da massa molar

Em geral, os 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 elevados, 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, outros fatores sendo 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, assim, aumenta o ponto de ebulição normal do composto. Ácidos carboxílicos simples dimerizam formando pontes 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 de butano (C₄H. H. H._10.) pontos de ebulição isómeros
Nome comum	n- butano	O que é isso?
Nome do IUPAC	mas sim	2-metilpropano
Molecular formulário
Bois ponto (°C)	-5.	-11.7

Comparação de pontos de ebulição pentane isomer
Nome comum	n- Pentane	Imposição	neopente
Nome do IUPAC	pendurado	2-metilbutano	2,2-dimetilpropano
Molecular formulário
Bois ponto (°C)	36.0	237	9.5

Diagrama de ponto de ebulição binário de dois componentes hipotéticos apenas interagindo fracamente sem um azeotrope

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, foram abordados os pontos de ebulição de compostos puros. 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 menor do que o componente principal do composto, diminui sua fração molar e a volatilidade da solução e, portanto, aumenta 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 a 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 em uma mistura, um diagrama de ponto de ebulição é comumente usado. A destilação é um processo de ebulição e [geralmente] condensação que aproveita essas diferenças na composição entre as fases líquida e de vapor.

Tabela

<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#ff9999; border:2px solid #6e6e8e;" title="H₂ hydrogen">H2 20.271 K
(−252.879 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="N₂ nitrogen">N2 77.355 K
(−195.795 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="O₂ oxygen">O2 90.188 K
(−182.962 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="F₂ fluorine">F2 85,03 K
(−188.11 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="Cl₂, chlorine">Cl2239.11 K
(−34.04 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="Br₂, bromine">Br2332.0 K
(58.8 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px solid #6e6e8e;" title="I₂ iodine">I2 457.4 K
(184.3 °C)<td style="text-align:center; padding:0.15em; background:#fdff8c; border:2px dashed #6e6e8e;" title="At₂, astatine">At2503 ± 3 K
(230±3 °C)

Grupo →

10.

16.

17.

18.

↓ Período

Ele.4.222 K
(−268.928 °C)

Li1603 K
(1330 °C)

Ser2742 Km
(2469 °C)

B 4200 K
(3927 °C)

C 3915 K (subl.)
(3642 °C)

Não.27.104 KK
(−246.046 °C)

Nao1156.090 K
(882.940 °C)

Mg1363 Km
(1091 °C)

Al.2743 Km
(2470 °C)

Si3538 Km
(3265 °C)

P 553.7 K
(280.5 °C)

S 717.8 K
(444.6 °C)

Ar87.302 KK
(−185.848 °C)

KK 1032 K
(759 °C)

Ca.1757 Km
(1484 °C)

Sc3109 K
(2836 °C)

Ti3560 K
(3287 °C)

V 3680 K
(3407 °C)

Cr2945.15 K
(2672.0 °C)

Mn2334 Km
(2061 °C)

Fe3134 K.
(2861 °C)

Co3200 K
(2927 °C)

Ni3003 KK
(2730 °C)

Cu2835 K
(2562 °C)

Zn1180 K
(907 °C)

Ga2673 K
(2400 °C)

Ge3106 K
(2833 °C)

Como887 K (subl.)
(615 °C)

Se958 km
(685 °C)

Kr119.735 K
(−153.415 °C)

Rb961 K
(688 °C)

Sr.1650 K
(1377 °C)

Y 3203 K
(2930 °C)

Zr4650 K
(4377 °C)

Nb5017 Km
(4744 °C)

Mo4912 K
(4639 °C)

Tc4538 K
(4265 °C)

Ru4423 K
(4150 °C)

Rh3968 K
(3695 °C)

Pd3236 K
(2963 °C)

Ag2483 K
(2210 °C)

Cd1040 K
(767 °C)

In2345 K
(2072 °C)

Sn2875 K
(2602 °C)

Sb1908 K
(1635 °C)

Te1261 K
(988 °C)

Xe165.051 K
(−108.099 °C)

C944 K
(671 °C)

Bando2118 Km
(1845 °C)

Lu3675 K
(3402 °C)

Hf4876 K
(4603 °C)

Ta5731 K
(5458 °C)

W 6203 K
(5930 °C)

Re5900.15 K
(5627.0 °C)

Os5285 Km
(5012 °C)

Ir4403 K
(4130 °C)

Pt4098 K
(3825 °C)

Au3243 K
(2970 °C)

Hg629.88 K
(356.73 °C)

?1746 K
(1473 °C)

PB2022 K
(1749 °C)

B.1837 Km
(1564 °C)

Po1235 Km
(962 °C)

RN211.5 K
(−61.7 °C)

Pe.950 K
(677 °C)

Ra2010 K
(1737 °C)

Lr.

Rf5800 km
(5500 °C)

Cn340 ± 10 K
(67±10 °C)

Não.1430 K
(1130 °C)

Fl380 K
(107 °C)

Mc~1400 K
(~1100 °C)

LV1035–1135 K
(762–862 °C)

T883 K
(610 °C)

Og450 ± 10 K
(177±10 °C)

La3737
(3464 °C)

Ce3716 K
(3443 °C)6

Pr3403 K
(3130 °C)

Nd3347 K
(3074 °C)

Pm3273 K
(3000 °C)

Sm2173 K
(1900 °C)

Eu1802 K
(1529 °C)

Gd3273 K
(3000 °C)

Tb3396 Km
(3123 °C)

Dy2840 K
(2567 °C)

Ho2873 K
(2600 °C)

Er3141 K
(2868 °C)

Tm2223 Km
(1950 °C)

Yb1469 K
(1196 °C)

Acções3471 Km
(3198 °C)

O quê?5061 K
(4788 °C)

Pai.4300? KK
(4027 °C)

U 4404 K
(4131 °C)

Np4175.15 K
(3902.0 °C)

Pu3508.15 K
(3235.0 °C)

Am2880 Km
(2607 °C)

Cm3383 K
(3110 °C)

Bk2900 K
(2627 °C)

Cf1743 K
(1470 °C)

E1269
(996 °C)

F m

Md.

Não.

Lenda

Os valores estão em Kelvin K e Celsius °C, arredondados

Para o equivalente em Fahrenheit °F, veja: Boiling points of the elements (data page)

Alguns valores são previsões

Primordial Da decadência SintéticoFronteira mostra a ocorrência natural do elemento

bloco s

bloco g

bloco f-bloco

D-bloqueio

bloco p

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