Acima vemos a descrição do clima em Florianópolis no dia 18 de maio. Dentre os detalhes, figura uma propriedade interessante: a umidade relativa do ar, que neste dia era de 78%. O que significa este número? Há água na atmosfera? De que maneira, se sabemos muito bem que a água só entra em ebulição a 100 °C! Nesta parte de nossa aula sobre o estado gasoso iremos conhecer uma nova proprieadade: a pressão de vapor. Aprenderemos que todos os líquidos e muitos sólidos exibem uma pressão de vapor de equilíbrio que depende da temperatura.

Voltemos à questão anterior: o que significa dizer que há 78% de umidade relativa do ar? Bem, este número indica a relação entre a quantidade de água (g) que existe atualmente no ar e a máxima quantidade possível de água (g) para esta temperatura. Esta quantidade máxima é fruto da pressão de vapor da água, que é uma função de T. A 19°C, a pressão de vapor da água em equilíbrio com seu líquido é de 16,48 mmHg.

Se a umidade relativa é de 78%, então a pressão real de vapor da água em Florianópolis no dia 18 de maio era de (0,78 x 16,48) mmHg.

umidade relativa = p_vapor(H₂O)/p°_vapor(H₂O)

onde p°_vapor(H₂O) é a presão de vapor da água pura nesta temperatura.

Isto dá uma pressão de 12,85 mmHg. Este valor é, na verdade, a pressão de vapor de equilíbrio da água a uma temperatura menor: 15°C. Por isso a tabela acima indica que o "Dew Point", ou "ponto de orvalho" é de 15°C: qualquer temperatura abaixo deste valor irá forçar a uma parcela das moléculas de água dispersas no ar a se condensar em um líquido - o orvalho.

O que ocorre é que, num líquido ou mesmo em um sólido, algumas moléculas conseguem escapar da fase condensada e passar para a fase gasosa. Se o recipiente for fechado, o número de moléculas que atingem a fase gasosa chega a um máximo, que aumenta com o aumento da temperatura. Este máximo corresponde ao equilíbrio líquido-gás ou sólido-gás que se estabelece nesta T.

A quantidade de gás no equilíbrio é dada pela pressão de vapor que este gás exerce. Alguns líquidos são mais voláteis do que outros, ou seja, possuem maior pressão de vapor numa dada temperatura. Um frasco de éter aberto, por exemplo, evapora muito mais rapidamente do que o mesmo frasco com água. Isto porque a pressão de vapor do éter é muito maior do que a da água na temperatura ambiente.

A pressão do vapor do éter é tão grande que, logo a 36°C, o éter tem uma pressão de vapor de 1 atm - igual à da pressão atmosférica ao nível do mar. Então, o líquido entra em ebulição, pois produz gás o suficiente para vencer a pressão externa.

Este fato deve ser levado em conta quando um gás é coletado sobre uma interface com um líquido. Um dos métodos de produção do gás hidrogênio, por exemplo, envolve a reação do ácido clorídrico (HCl) com um metal, tal como o zinco (Zn). Devido a existência da pressão de vapor do líquido (água), o produto final é uma mistura gasosa, de água e gás hidrogênio.

Neste caso, pode-se posteriormente "secar" o gás obtido, através da remoção da água. Isto pode ser feito pela passagem do gás por um agente secante, tal como um sólido higroscópico. Este método de produção de hidrogênio era largamente empregado nos séculos XVI a XIX, e era desta forma que o gás era obtido para os estudos de Boyle, Charles e Gay-Lussac.

A mistura de gás acima pode ser tratada pelo formalismo de Dalton (vide etapa anterior de nossa aula). Assim, podemos usar o sistema acima (desde que conheçamos a temperatura, a pressão e o volume da fase gasosa coletada) para determinar a quantidade de metal em uma determinada amostra. Ainda, a coleta de gases sobre interface líquida pode ser usada para a determinação da pressão de vapor do líquido naquela temperatura, desde que usemos a lei de Dalton.

Na próxima etapa iremos conhecer um modelo teórico que interpreta muito bem as propriedades dos gases: o modelo cinético dos gases. Use a barra de navegação no topo da página para seguir adiante.