Fase (matéria)

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Nas ciências físicas , uma fase é uma região do espaço (um sistema termodinâmico ), ao longo da qual todas as propriedades físicas de um material são essencialmente uniformes. [1] [2] : 86  [3] : 3  Exemplos de propriedades físicas incluem densidade , índice de refração , magnetizaçãoe composição química. Uma descrição simples é que uma fase é uma região de material quimicamente uniforme, fisicamente distinta e (frequentemente) mecanicamente separável. Em um sistema que consiste em gelo e água em uma jarra de vidro, os cubos de gelo são uma fase, a água é uma segunda fase e o ar úmido é uma terceira fase sobre o gelo e a água. O copo da jarra é outra fase separada. (Ver estado da matéria § Vidro )

O termo fase é algumas vezes usado como sinônimo de estado da matéria , mas pode haver várias fases imiscíveis do mesmo estado da matéria. Além disso, o termo fase é algumas vezes usado para se referir a um conjunto de estados de equilíbrio demarcados em termos de variáveis ​​de estado, como pressão e temperatura, por um limite de fase em um diagrama de fase . Como os limites de fase se relacionam a mudanças na organização da matéria, como uma mudança de líquido para sólido ou uma mudança mais sutil de uma estrutura cristalina para outra, este último uso é semelhante ao uso de "fase" como sinônimo de estado de matéria. No entanto, o estado da matéria e os usos do diagrama de fase não são proporcionais com a definição formal dada acima e o significado pretendido deve ser determinado em parte a partir do contexto em que o termo é usado.

Um pequeno pedaço de gelo de argônio que derrete rapidamente mostra a transição do sólido para o líquido.

Tipos de fases

Diagrama de fases ferro-carbono , mostrando as condições necessárias para formar as diferentes fases

Fases distintas podem ser descritas como diferentes estados da matéria , como gás , líquido , sólido , plasma ou condensado de Bose-Einstein . Mesofases úteis entre sólido e líquido formam outros estados da matéria.

Fases distintas também podem existir dentro de um determinado estado da matéria. Conforme mostrado no diagrama para ligas de ferro, existem várias fases para os estados sólido e líquido. As fases também podem ser diferenciadas com base na solubilidade em polar (hidrofílica) ou apolar (hidrofóbica). Uma mistura de água (um líquido polar) e óleo (um líquido apolar) se separa espontaneamente em duas fases. A água tem uma solubilidade muito baixa (é insolúvel) em óleo e o óleo tem uma baixa solubilidade em água. Solubilidade é a quantidade máxima de um soluto que pode se dissolver em um solvente antes que o soluto pare de se dissolver e permaneça em uma fase separada. Uma mistura pode se separar em mais de duas fases líquidas e o conceito de separação de fases se estende aos sólidos, ou seja, os sólidos podem formar soluções sólidasou cristalizar em fases de cristal distintas. Os pares de metais que são mutuamente solúveis podem formar ligas , enquanto os pares de metais que são mutuamente insolúveis não podem.

Até oito fases líquidas imiscíveis foram observadas. [a] Fases líquidas mutuamente imiscíveis são formadas a partir de água (fase aquosa), solventes orgânicos hidrofóbicos, perfluorocarbonos ( fase fluorosa ), silicones, vários metais diferentes e também de fósforo fundido. Nem todos os solventes orgânicos são completamente miscíveis, por exemplo, uma mistura de etilenoglicol e tolueno pode se separar em duas fases orgânicas distintas. [b]

As fases não precisam se separar macroscopicamente de forma espontânea. Emulsões e coloides são exemplos de combinações de pares de fases imiscíveis que não se separam fisicamente.

Fase de equilíbrio

Deixadas em equilíbrio, muitas composições formarão uma única fase uniforme, mas dependendo da temperatura e da pressão, mesmo uma única substância pode se separar em duas ou mais fases distintas. Dentro de cada fase, as propriedades são uniformes, mas entre as duas fases, as propriedades são diferentes.

A água em uma jarra fechada com um espaço de ar sobre ela forma um sistema de duas fases. A maior parte da água está na fase líquida, onde é mantida pela atração mútua das moléculas de água. Mesmo em equilíbrio, as moléculas estão em constante movimento e, de vez em quando, uma molécula na fase líquida ganha energia cinética suficiente para se separar da fase líquida e entrar na fase gasosa. Da mesma forma, de vez em quando, uma molécula de vapor colide com a superfície do líquido e se condensa no líquido. No equilíbrio, os processos de evaporação e condensação se equilibram exatamente e não há mudança líquida no volume de nenhuma das fases.

Em temperatura e pressão ambiente, o jarro de água atinge o equilíbrio quando o ar sobre a água tem uma umidade de cerca de 3%. Essa porcentagem aumenta à medida que a temperatura sobe. A 100 ° C e à pressão atmosférica, o equilíbrio não é alcançado até que o ar seja 100% água. Se o líquido for aquecido um pouco acima de 100 ° C, a transição do líquido para o gasoso ocorrerá não só na superfície, mas em todo o volume do líquido: a água ferve.

Número de fases

Um diagrama de fase típico para um material de um único componente, exibindo as fases sólida, líquida e gasosa. A linha verde sólida mostra a forma usual da linha da fase líquido-sólido. A linha verde pontilhada mostra o comportamento anômalo da água quando a pressão aumenta. O ponto triplo e o ponto crítico são mostrados como pontos vermelhos.

Para uma determinada composição, apenas certas fases são possíveis a uma dada temperatura e pressão. O número e o tipo de fases que se formarão são difíceis de prever e geralmente são determinados por experimentos. Os resultados de tais experimentos podem ser plotados em diagramas de fase .

O diagrama de fase mostrado aqui é para um sistema de componente único. Neste sistema simples, as fases possíveis dependem apenas da pressão e da temperatura . As marcações mostram pontos onde duas ou mais fases podem coexistir em equilíbrio. Em temperaturas e pressões distantes das marcações, haverá apenas uma fase em equilíbrio.

No diagrama, a linha azul que marca a fronteira entre o líquido e o gás não continua indefinidamente, mas termina em um ponto denominado ponto crítico . À medida que a temperatura e a pressão se aproximam do ponto crítico, as propriedades do líquido e do gás tornam-se progressivamente mais semelhantes. No ponto crítico, o líquido e o gás tornam-se indistinguíveis. Acima do ponto crítico, não há mais fases líquidas e gasosas separadas: há apenas uma fase fluida genérica chamada de fluido supercrítico . Na água, o ponto crítico ocorre em torno de 647 K (374 ° C ou 705 ° F) e 22,064 MPa .

Uma característica incomum do diagrama de fase da água é que a linha da fase sólido-líquido (ilustrada pela linha verde pontilhada) tem uma inclinação negativa. Para a maioria das substâncias, a inclinação é positiva, conforme exemplificado pela linha verde escura. Esta característica incomum da água está relacionada ao gelo ter uma densidade mais baixa do que a água líquida. O aumento da pressão leva a água para a fase de densidade mais alta, o que causa o derretimento.

Outra característica interessante, embora não incomum, do diagrama de fase é o ponto onde a linha da fase sólido-líquido encontra a linha da fase líquido-gás. A interseção é chamada de ponto triplo . No ponto triplo, todas as três fases podem coexistir.

Experimentalmente, as linhas de fase são relativamente fáceis de mapear devido à interdependência de temperatura e pressão que se desenvolve quando múltiplas fases se formam. Veja a regra de fase de Gibbs. Considere um aparelho de teste que consiste em um cilindro fechado e bem isolado equipado com um pistão. Ao controlar a temperatura e a pressão, o sistema pode ser levado a qualquer ponto do diagrama de fase. De um ponto na região de estabilidade de sólidos (lado esquerdo do diagrama), aumentar a temperatura do sistema o traria para a região onde um líquido ou um gás é a fase de equilíbrio (dependendo da pressão). Se o pistão for abaixado lentamente, o sistema traçará uma curva de aumento de temperatura e pressão dentro da região de gás do diagrama de fase. No ponto em que o gás começa a se condensar em líquido, a direção da curva de temperatura e pressão muda abruptamente para traçar ao longo da linha de fase até que toda a água se condense.

Fenômenos interfacial

Entre duas fases em equilíbrio, existe uma região estreita onde as propriedades não são as de nenhuma das fases. Embora essa região possa ser muito fina, ela pode ter efeitos significativos e facilmente observáveis, como fazer com que um líquido exiba tensão superficial . Em misturas, alguns componentes podem se mover preferencialmente em direção à interface . Em termos de modelagem, descrição ou compreensão do comportamento de um sistema particular, pode ser eficaz tratar a região interfacial como uma fase separada.

Fases de cristal

Um único material pode ter vários estados sólidos distintos, capazes de formar fases separadas. A água é um exemplo bem conhecido de tal material. Por exemplo, o gelo de água é normalmente encontrado na forma hexagonal de gelo I h , mas também pode existir como o gelo cúbico I c , o gelo romboédrico II e muitas outras formas. Polimorfismo é a capacidade de um sólido existir em mais de uma forma de cristal. Para elementos químicos puros, o polimorfismo é conhecido como alotropia . Por exemplo, diamante , grafite e fulerenos são diferentes alótropos de carbono .

Transições de fase

Quando uma substância passa por uma transição de fase (muda de um estado da matéria para outro), ela geralmente absorve ou libera energia. Por exemplo, quando a água evapora, o aumento da energia cinética à medida que as moléculas em evaporação escapam das forças de atração do líquido é refletido em uma diminuição da temperatura. A energia necessária para induzir a transição de fase é retirada da energia térmica interna da água, que resfria o líquido a uma temperatura mais baixa; portanto, a evaporação é útil para o resfriamento. Veja Entalpia de vaporização . O processo reverso, condensação, libera calor. A energia térmica, ou entalpia, associada a uma transição sólido para líquido é a entalpia de fusão e aquela associada a uma transição sólido para gasoso é aentalpia de sublimação .

Fases fora de equilíbrio

Enquanto as fases da matéria são tradicionalmente definidas para sistemas em equilíbrio térmico, o trabalho em sistemas quânticos de muitos corpos localizados (MBL) forneceu uma estrutura para definir as fases fora de equilíbrio. As fases de MBL nunca alcançam o equilíbrio térmico e podem permitir novas formas de ordem não permitidas no equilíbrio por meio de um fenômeno conhecido como ordem quântica protegida por localização. As transições entre as diferentes fases do MBL e entre o MBL e as fases de termalização são novas transições de fase dinâmica cujas propriedades são áreas ativas de pesquisa.

Notas

  1. ^ Um desses sistemas é, de cima para baixo : óleo mineral , óleo de silicone , água , anilina , perfluoro (dimetilciclohexano) , fósforo branco , gálio e mercúrio . O sistema permanece indefinidamente separado em45 ° C , onde o gálio e o fósforo estão no estado fundido. De Reichardt, C. (2006). Solvents and Solvent Effects in Organic Chemistry . Wiley-VCH . pp. 9–10. ISBN 978-3-527-60567-5.
  2. ^ Este fenômeno pode ser usado para ajudar na reciclagem do catalisador na vinilação Heck . Veja Bhanage, BM; et al. (1998). "Comparação da atividade e seletividade de vários catalisadores de complexo de metal-TPPTS em reações de vinilação de Heck de etilenoglicol - tolueno bifásico de iodobenzeno". Letras de tetraedro . 39 (51): 9509–9512. doi : 10.1016 / S0040-4039 (98) 02225-4 .

Referências

  1. ^ Modell, Michael; Robert C. Reid (1974). Termodinâmica e suas aplicações . Englewood Cliffs, NJ: Prentice-Hall. ISBN 978-0-13-914861-3.
  2. ^ Enrico Fermi (25 de abril de 2012). Termodinâmica . Courier Corporation. ISBN 978-0-486-13485-7.
  3. ^ Clemente John Adkins (14 de julho de 1983). Equilibrium Thermodynamics . Cambridge University Press. ISBN 978-0-521-27456-2.

Ligações externas