Aula 3-Diagrama de Fases

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FÍSICO-QUÍMICA 
Prof. Isaías Soares
Diagrama de Fases
Mudança de Estado Físico 
Uma substância pode mudar seu estado físico, conforme variações na pressão ou na
temperatura. Dependendo de cada processo de mudança, existe um nome particular para cada
processo, conforme o diagrama abaixo.
Uma fase é uma parte do sistema que é completamente homogênea e está separada das
demais fases por uma fronteira bem definida. Durante a mudança de estado físico, a matéria
apresenta duas fases em equilíbrio.
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Propriedades características relacionadas às transições de fase.
Temperatura de fusão (ou congelamento): Temperatura na qual , sob uma determinada
pressão,as fases sólida e líquida coexistem em equilíbrio. Se a pressão externa é 1 atm, ela
é chamada ponto de congelamento normal e se for 1 bar, ponto de congelamento padrão.
Como essa diferença de pressão é pequena frente a líquidos e sólidos, praticamente não há
distinção entre o ponto normal e o ponto padrão.
Ponto triplo: Conjunto de condições de pressão e temperatura na qual as fases sólida,
líquida e vapor coexistem em equilíbrio. No diagrama de fases ele é representado por um
ponto. Ele só existe para um certo valor de pressão e temperatura. Por exemplo, para a
água, ele se localiza a 273,16K e 611 Pa (0,00603 atm) e não existe mais nenhuma outra
condição em que as três fases aparecem ao mesmo tempo. A invariância do ponto triplo é a
base da sua adoção na escala termodinâmica de temperatura.
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Propriedades características relacionadas às transições de fase.
Pressão de vapor: é a pressão da fase vapor da substância em equilíbrio com sua
Fase líquida, durante a ebulição.
Pressão de vapor na sublimação: mesmo que o anterior, considerando o equilíbrio
sólido-gasoso.
Temperatura de ebulição: Temperatura na qual a pressão de vapor do líquido é igual
à pressão externa. Se a pressão externa é 1 atm, ela é chamada ponto de
ebulição normal e se for 1 bar, ponto de ebulição padrão. Exemplo: para a água, tem-se
100°C para o ponto de ebulição normal e 99,6°C para o ponto de ebulição padrão.
Temperatura crítica: Temperatura na qual não se distinguem visualmente
as fases líquida e vapor após aquecimento do líquido em vaso fechado. Para a água
Essa temperatura é de 374°C (647K). A partir dessa temperatura só existe uma fase
Denominada fluido supercrítico. A pressão nessas condições (pressão crítica) para a água
é de 218 atm.
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Formação do fluido supercrítico
Fases líquida e vapor distinguíveis Uma única fase: o fluido supercrítico
Aquecimento em vaso fechado
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O DIAGRAMA DE FASES
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Aplicação 1 
A Figura a seguir mostra um diagrama de fases generalizado de uma substância. 
Coloque V ou F para as afirmativas sobre ele
1 - Em III o estado da substância é sólido;
2 - No ponto Q é possível encontrar a substância nos 3 estados físicos
3 - A sublimação ocorre na linha MQ.
4 - Em temperaturas abaixo de N consegue-se um fluido supercrítico da substância
5 - A substância pode passar da fase sólida para a
vapor através da linha QO.
6 - Na região II a substância é um líquido.
7 - Na região I a substância é gasosa.
8 - A temperatura de fusão da substância diminui
com o aumento da pressão. 
Solução: F,V,F,F,V,V,F,V
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Diagramas de fase típicos
Diagrama do CO2 Esse diagrama mostra que
o ponto crítico do CO2 é de 5,1 atm e -56,6°C.
Isso explica o fato pelo qual esse gás não existe
como líquido à pressão atmosférica em
nenhuma temperatura e que ele sublima após
passar de -78,2°C (quando ele passa de gelo
seco para CO2). Se quisermos ter esse gás na
forma líquida precisamos de uma pressão e
temperaturas superiores ao ponto triplo.É
interessante notar também que uma
temperatura pouco superior a 31,1°C já é
suficiente para a formação do CO2 supercrítico,
desde que a pressão seja superior a 73 atm. O
CO2 supercrítico é utilizado, por exemplo, na
remoção da cafeína na produção de café
descafeinado ou na remoção da gordura do
leite.
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Diagramas de fase típicos
Diagrama da água Esse diagrama mostra uma inclinação
negativa na curva sólido-líquido. Essa
característica é diferente da maioria dos
diagramas de fases das substâncias.
Isso indica que a temperatura de fusão
do gelo diminui com o aumento da
pressão. Esse fato é devido às pontes
de hidrogênio que fazem com o que o
gelo possua uma estrutura mais
“aberta”, ocupando um volume maior
que a água líquida. O ponto crítico da
água (374°C e 218 atm) não aparece
nesse diagrama devido à escala usada
para detalhar o ponto triplo, o qual só
existe a 0,006 atm e 0,01°C (273,16 K).
Acima de 374°C a água não mais se
tornará líquida, independentemente da
pressão.
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Aplicação 2 
O gráfico abaixo representa o diagrama de fases da água. A linha A corresponde à pressão 
na cidade de Paranaguá, no litoral paranaense. A linha B, na cidade de Londrina, e a linha C, 
no pico Paraná (ponto culminante do estado do Paraná). Com base nesse gráfico, são feitas 
as seguintes afirmativas:
I.Utilizando-se sistemas de aquecimento 
idênticos para aquecer massas iguais de 
água, com as mesmas temperaturas 
iniciais, até o ponto de vapor, gasta-se 
mais energia na cidade de Londrina que no 
pico Paraná.
II. Nas três localidades, o gasto de energia 
para aquecer quantidades iguais de água, 
do ponto de gelo até o ponto de vapor, é 
o mesmo.
III. A temperatura do ponto de gelo em 
Paranaguá é maior que a temperatura do 
ponto de gelo em Londrina. Quais são verdadeiras, quais são falsas?
Solução: V,F,F
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Tratamento quantitativo das transições de fase
Um sistema está em equilíbrio quando sua energia de Gibbs (∆G) tende a um mínimo. Levando essa ideia para o
estudo das fases de um sistema, a fase mais estável de um sistema, a uma certa temperatura e uma
determinada pressão é a fase com menor energia de Gibbs naquela temperatura.
p
m
m
dT
dG
S 





=−
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Efeitos da temperatura e pressão nas transições de fase 
É possível estabelecer relações matemáticas que descrevam as curvas de transições de fase. A
equação de Clayperon (abaixo) mostra o efeito da variação na pressão na temperatura de
transição entre as fases.
Onde T é a temperatura de transição de fase e ∆Vm é a variação no volume de 1 mol de
substância. A derivada dp/dT é o coeficiente angular de uma representação gráfica da pressão em
função da temperatura, ou seja, do diagrama de fases. Quando um sólido se funde, apenas uma
pequena variação do volume existe, de forma que que dp/dT é grande. Então, será necessária
uma pressão muito grande para causar uma pequena variação na temperatura de fusão. (perceba
a forte inclinação da curva sólido-líquido no diagrama de fase genérico apresentado).
mVT
H
dT
dp


=
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Exercício 1 
O mercúrio tem um ponto de fusão de 234,4 K. A essa temperatura, a massa 
específica do Hg(l) é de 13,69 g/cm3 e a do Hg(s) é de 14,19 g/cm3. A variação da 
entalpia de fusão é de 1955,85 J/mol. Determine a pressão necessária para variar 
a temperatura de fusão em 2K. (Massa atômica do Hg: 200,6 g/mol)
Solução: Utilizaremos a equação de Clayperon para determinar a taxa de variação 
da pressão para na temperatura de fusão do Hg. Considerando que Vm = M/d, 
teremos:
K
Pa
10 x 617,1
K.m10
Pa.m
 17,16
K.cm
J
 17,16
/mol0,5163cm x K3,234
J/mol 85,1955
cm/g19,14
mol/g6,200
cm/g69,13
mol/g6,200
K3,234
J/mol 85,1955
d
M
d
M
T
H
dT
dp
VT
H
dT
dp
7
36-
3
33
33
sólidolíquido
m
====
=






−
=








−

=→


=
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Então, essa é a pressão necessária para variar 1K na temperatura de fusão. Para 
variar ∆T = 2K, necessitaremos então do dobro dessa pressão, ou seja:
Aplicação 3
O ponto de fusão do sódio ocorre a 98°C a 1 atm. As densidadesdo Na(s) e Na(l) 
são, respectivamente, 0,952g/cm3 e 0,929g/cm3. A variação de entalpia de fusão 
do Na é de 3 kJ/mol. Calcule a temperatura de fusão do Na a uma pressão de 120 
atm. 
Solução: 98,9°C
Pa 3,234x10
7=
=→= K2x
K
Pa
10 x 617,1T
K
Pa
10 x 617,1p 77
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Sublimação e Vaporização 
Para mudanças de fase que envolvem vapores e gases, a equação de Clayperon pode ser
modificada levando em consideração o comportamento dos vapores como gases ideais (isso é
válido a baixas pressões) e o fato de que a variação da entalpia (∆H) e entropia (∆S) não variem
muito com a temperatura. A equação modificada assume então a seguinte forma:
Onde T1 é a temperatura de sublimação/vaporização na pressão p1 e Onde T2 é a temperatura de
sublimação/vaporização na pressão p2. Se é conhecido o ponto de ebulição normal (Teb) de uma
determinada substância (cuja pressão é a pressão atmosférica), a equação se torna:
E então, a temperatura de ebulição,T, a uma pressão diferente,p, pode ser determinada.






−

=





211
2
T
1
T
1
R
H
p
p
ln








−

=





eb
vap
5
T
1
T
1
R
H
p
Pa 10x013,1
ln
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Exercício 2 
O ponto de ebulição normal do benzeno é de 353,3 K (80,1°C) e sua entalpia de 
vaporização é de +30,8 kJ/mol. Qual a temperatura de ebulição a uma pressão de 
5000 Pa?
Solução: Utilizaremos a equação de Clayperon modificada para determinarmos a 
temperatura de ebulição do benzeno à pressão de 5000 Pa:
Aplicação 4
A pressão de vapor do CCl4 a 0°C é de 44 mbar e a 50°C é de 422 mbar. Utilize 
esses dados para calcular a entalpia de vaporização e estimar seu ponto de ebulição 
padrão. 
Solução: 33,15 kJ/mol e 74,6°C
274,6KT =→=→






−=





→







−

=





1-3-
5
eb
vap
5
K 10 x 64,3
T
1
K3,353
1
T
1
K.mol/J 314,8
J/mol 30800
Pa5000
Pa 10x013,1
ln
T
1
T
1
R
H
p
Pa 10x013,1
ln
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	Slide 3
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	Slide 5
	Slide 6: O diagrama de fases
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	Slide 8
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	Slide 10
	Slide 11
	Slide 12
	Slide 13
	Slide 14
	Slide 15
	Slide 16