Definição de Diagrama de Fase

Anteriormente, é aconselhável entender o que queremos dizer com mudanças no estado de agregação. São especificamente mudanças de estado ou fase. Quando uma substância é simples, como os fluidos moleculares, tem pontos de fusão e ebulição bem definidos. Ao passo que, quando as massas molares aumentam, essas temperaturas tornam-se faixas, ou melhor, intervalos, entre os quais ocorre a mudança de fase.

Mesmo em muitos casos, certas temperaturas de mudança de fase não são atingidas, uma vez que as substâncias são previamente decompostas. Definimos as seguintes mudanças de fase que serão localizadas nos diagramas:

- Evaporação: do líquido ao gás.
- Condensação: do gás ao líquido.

- Sublimação: do sólido ao gasoso.
- Sublimação reversa: do gás ao sólido.
- Solidificação: do líquido ao sólido.
- Fusão: do sólido ao líquido.

Em geral, são processos térmicos, requerem o absorção ou a entrega de Energia para que ocorram, para que, à medida que a energia é adicionada ou removida, nos movamos ao longo do diagrama fase para ver em que estado de agregação a substância estará.

Como bem sabemos, cada substância é única, então cada substância terá seu próprio diagrama de fase único. Portanto, em cada diagrama será apresentado um ponto triplo, onde a pressão e a temperatura para o qual as três fases (sólida, líquida e gasosa) coexistem em Equilíbrio. Da mesma forma, um ponto é apresentado críticoNa extremidade superior da curva de vapor ou gás, este ponto indica que em temperaturas mais altas ele não pode ser levado ao estado líquido além de continuar a aumentar a pressão do gás.

Em geral, os diagramas de fase são representados da seguinte forma:

Aqui é observado, um esquema onde a pressão está localizada no eixo das ordenadas e a temperatura no eixo das abcissas. Em geral, as áreas também podem ser coloridas para melhor visualização. À esquerda de gráfico a matéria está no estado sólido e, conforme a temperatura aumenta (ou seja, o aumenta a energia entregue ao sistema) uma mudança de fase é observada para líquido e, em seguida, de líquido para vapor. Contanto que nos movamos acima do ponto triplo. Abaixo do ponto triplo, a mudança de fase é direta de sólido para vapor ou vice-versa dependendo da entrega ou remoção de energia.

Cada uma das curvas representadas são as curvas de equilíbrio. Por exemplo, a curva do ponto triplo ao ponto crítico é a curva de equilíbrio líquido - vapor, enquanto a curva à esquerda é a curva de equilíbrio líquido-sólido. Abaixo está o equilíbrio sólido-vapor, uma vez que em baixas temperaturas e pressões a pressão de vapor do sólido é representada. Cada uma dessas curvas de equilíbrio representa as mudanças de fase citadas acima.

O diagrama de fases representado é especificamente o diagrama de fases da água, observando que, a uma pressão de 1 atm, o ponto de ebulição é 100ºC (ponto de ebulição normal) e a temperatura de fusão é 0ºC (ponto de fusão normal). O ponto crítico é observado com temperatura crítica de 374ºC e pressão crítica de 218 atm enquanto o ponto triplo, onde coexistem os três equilíbrios, é 0,00603 atm e 0,01ºC.

Além disso, podemos observar que, se aumentarmos a pressão, o ponto de fusão diminui enquanto o a temperatura de ebulição aumenta, isso se deve às inclinações de cada uma das curvas de Equilíbrio.

Como mencionamos anteriormente, cada substância tem seu próprio diagrama de fase, portanto, a tendência mencionado pode não ser replicado em todos os estudos de caso, uma vez que as inclinações das curvas de o equilíbrio varia.

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