Usuário(a):Rpez/Solidificação
A solidificação é a transição de fase na qual um substância passa de seu estado líquido para sólido ao ter sua temperatura baixada abaixo do ponto de solidificação. O processo inverso designa-se como fusão e ocorre no ponto de fusão. Na maioria das substâncias, o ponto de solidificação e o ponto de fusão são os mesmos. A passagem direta do estado gasoso para o estado sólido é chamada de sublimação.
A solidificação ocorre devido à perda de energia cinética das partículas que compõem a substância durante o processo de resfriamento, mas também pode ocorrer devido à mudança de pressão, ou graças à combinação dos dois fenômenos.
A termodinâmica da solidificação editar
A passagem para o estado sólido é feita mediante a retirada de uma quantidade de calor da substância. O calor liberado durante a troca de fase depende da quantidade de matéria a ser solidificada e de uma propriedade específica de cada matéria, o calor latente de solidificação:
onde Q é o calor liberado, m a massa e L o calor latente de solidificação. No SI, o calor é medido em Joules, a massa em kilogramas e o calor latente em joules por kilograma. Caso a substancia seja pura ou uma mistura eutética (como uma liga metálica, por exemplo, que se comporta como uma só fase), a temperatura permanece constante durante a transição de fase. Este fato é usado, inclusive, para a determinação do grau de pureza de uma substância. [1] O ponto de congelamento de uma substância pura é geralmente maior do que o de uma amostra impura. Pode-se provar que:
No ponto de congelamento, como há liberação de calor, o processo é exotérmico e a entalpia diminui (ΔH < 0). Já que a temperatura permanece constante, a entropia também aumenta (ΔS < 0). A diminuição da entropia pode ser confirmada observando que a substância torna-se mais "ordenada" no estado sólido. O processo de solidificação ocorre quando a Energia Livre de Gibbs (G)para o sólido fica menor do que o líquido para aquele material.
Mudanças na pressão editar
A solidificação é pouco sensível a mudanças na pressão, mas geralmente essa sensibilidade é menor do que para a liquefação ou ebulição, visto que a transição sólido-líquido apresenta uma ínfima mudança no volume. Esta relação é expressa na Relação de Clausius-Clapeyron[2]:
onde dP/dT é a inclinação na curva de coexistência, L o calor latente, T a temperatura e Δv a variação no volume. Se, como observado na maioria dos casos, uma substância é mais densa no estado sólido do que no líquido, o ponto de congelamento diminui com o aumento da pressão. Caso contrário, ocorre que a substância se liquefaz com o aumento na pressão, como, por exemplo, na água.
Comportamento anômalo da água editar
Chamado de comportamento anômalo da água, ele pode ser analisado no gráfico de mudança de fase ao lado. A curva de coexistência sólido-líquido, onde ambas as fases ocorrem, tem inclinação negativa. Partindo de um ponto do lado sólido da curva e mantendo-se a temperatura constante, pode-se liquefazer a água aplicando um aumento na pressão. Isto ocorre, por exemplo, na patinação no gelo: as lâminas dos patins, por terem baixa área de contanto com o gelo, aumentam a pressão no local e liquefazem-no, permitindo um melhor deslizar pela pista. Logo após a passagem do patinador, a pressão volta ao normal e a água torna a se solidificar, fenômeno chamado de regelo.
Cristalização editar
Ver artigo principal: CristalizaçãoA maioria dos líquidos congela por meio da formação de um sólido cristalino a partir do líquido uniforme. A cristalização consiste de duas etapas principais: nucleação e crescimento dos cristais. Na nucleação, as moléculas começam a se agrupar em clusters de escala nanométrica em uma forma ordenada e periódica que define a estrutura cristalina do sólido. Durante o crescimento dos cristais, os núcleos se desenvolvem até o tamanho crítico do cluster.
Exemplos editar
Para a maioria das substâncias, o ponto de fusão e de congelamento são aproximadamente iguais. Por exemplo, ambos os pontos de fusão e de congelamento do elemento mercúrio são 234.32 K. Entretanto, algumas substâncias possuem temperaturas de transição sólido-líquido diferentes. Por exemplo, ágar-ágar funde aos 85°C e solidifica entre 31 e 40°C; tal dependência do sentido da transição é conhecida como histerese.
O ponto de fusão do gelo a uma atmosfera de pressão é muito próximo de 0°C.[3] O elemento químico com o maior ponto de congelamento é o tungstênio (3683 K) e por causa dessa peculiaridade é amplamente utilizado como filamento em lâmpadas incandescentes. O carbono é frequentemente citado - erroneamente - como o elemento com o maior ponto de fusão, porém, em pressão ambiente, o mesmo não chega a fundir e sublima a 4000 K; somente há carbono líquido em pressões da ordem de 10 MPa e entre 4300-4700 K. Analisando o outro extremo da escala de temperatura, o hélio não congela nem ao atingir o zero absoluto; pressões 20 vezes maiores do que a atmosféricas são necessárias.
Ver também editar
Referências
- ↑ Ramsay, J. A. (1949). «A new method of freezing-point determination for small quantities» (PDF). J. Exp. Biol. 26 (1): 57–64. PMID 15406812
- ↑ «J10 Heat: Change of aggregate state of substances through change of heat content: Change of aggregate state of substances and the equation of Clapeyron-Clausius»
- ↑ The melting point of purified water has been measured as 0.002519 ± 0.000002 °C, see R. Feistel and W. Wagner (2006). «A New Equation of State for H2O Ice Ih». J. Phys. Chem. Ref. Data. 35 (2): 1021–1047. Bibcode:2006JPCRD..35.1021F. doi:10.1063/1.2183324
Pires, Denise Prazeres Lopes; Júlio Carlos Afonso (2006). «A termometria nos séculos XIX e XX» (PDF). Revista Brasileira de Ensino de Física. 28 (1): 101-114
Links externos editar
- Melting and boiling point tables vol. 1 Tabela de pontos de fusão ou congelamento e ebulição de Thomas Carnelley (1885–1887)
- Melting and boiling point tables vol. 2 Tabela de pontos de fusão ou congelamento e ebulição de Thomas Carnelley (1885–1887)
- ONS melting point explorer Mais de 10.000 pontos de congelamento.