Mudanças de estado físico

Aprofundando o conceito, os estados da matéria são descritos pelo modelo cinético-molecular: a matéria é formada por partículas (átomos, íons ou moléculas) que interagem entre si por forças de atração e que estão em constante movimento, cuja intensidade depende da temperatura. O que define o estado físico não é a existência ou não dessas propriedades isoladamente, mas o balanço entre a energia cinética (agitação térmica, que tende a afastar as partículas) e a energia potencial de interação (coesão, que tende a aproximá-las). No sólido, a coesão é tão forte que as partículas apenas vibram em posições fixas, formando redes cristalinas ou estruturas amorfas; no líquido, a agitação já é suficiente para permitir deslizamento das partículas, mas não para romper totalmente a coesão, o que explica volume fixo e forma variável; no gás, a agitação vence completamente as forças de interação, e as partículas movem-se quase livremente, ocupando todo o recipiente.

As mudanças de estado físico são transformações em que a substância altera seu arranjo molecular sem mudar sua composição química: a energia trocada com o ambiente não altera a temperatura, mas sim o grau de organização das moléculas. Esse é o ponto que separa esse conteúdo da calorimetria comum, pois durante a transição coexistem as fases e a temperatura permanece travada — só depois de completada a mudança é que a temperatura volta a variar. A quantidade de calor envolvida é dada por Q = m·L, em que L é o calor latente específico (fusão, vaporização ou sublimação), enquanto no aquecimento de uma fase usa-se Q = m·c·Δθ.

Vale lembrar que a pressão influencia as temperaturas de mudança: na serra, a água ferve abaixo de 100 °C, o que altera o cozimento dos alimentos.

As curvas de aquecimento e resfriamento registram a temperatura de uma amostra em função do calor trocado, e sua leitura revela a hierarquia das energias envolvidas: enquanto a substância não muda de fase, todo o calor recebido agita as moléculas e eleva a temperatura; ao atingir a fusão ou a vaporização, porém, a energia passa a romper ligações intermoleculares sem alterar o termômetro, produzindo o patamar. Essa pausa térmica explica por que a água ferve a 100 °C sob pressão normal e permanece nessa temperatura até evaporar por completo, mesmo recebendo calor continuamente.

Durante uma mudança de estado, a temperatura permanece constante porque a energia recebida (ou cedida) não altera a agitação média das moléculas, mas sim a organização das ligações entre elas: é preciso "quebrar" a estrutura cristalina do sólido ou vencer as forças que mantêm as moléculas unidas no líquido. Por isso o calor latente é tratado separadamente do calor sensível, e o cálculo do calor total de um processo exige somar as etapas: aquecer gelo até 0 °C ($Q=mc\Delta\theta$), fundi-lo ($Q=mL_F$), aquecer a água resultante e, se for o caso, vaporizá-la.

A mudança de estado físico específica é aquela que ocorre a uma temperatura e pressão determinadas — o ponto de fusão, o ponto de ebulição e o ponto de sublimação — e seu valor depende da substância e, principalmente, da pressão externa, o que explica os casos já citados da água fervendo abaixo de 100 °C em cidades altas como La Paz, onde ela ferve perto de 87 °C a 3 600 m de altitude, exigindo mais tempo de cozimento porque o calor latente de vaporização é o mesmo, mas a temperatura máxima atingida é menor. O caso mais interessante é o da água, cuja curva de fusão é anômala: ao contrário da maioria das substâncias, que se expandem ao fundir e por isso têm ponto de fusão elevado com a pressão, a água se contrai ao derreter (o gelo é menos denso que a água líquida), de modo que um aumento de pressão favorece o estado mais denso, o líquido, e portanto reduz a temperatura de fusão — cerca de −1 °C para cada 130 atm.

É por isso que se patina no gelo: a pressão do patim derrete uma fina camada de água que lubrifica o deslizamento, e é também por isso que a água líquida pode existir no fundo de geleiras sob alta pressão mesmo a temperaturas negativas. Já nas demais substâncias, como o ferro, o aumento de pressão eleva o ponto de fusão, o que é explorado na metalurgia.

O diagrama de estado é um mapa do comportamento de uma substância: cada ponto do plano pressão versus temperatura representa um estado de equilíbrio possível, e as regiões entre as curvas indicam qual fase é estável ali. Percorrer esse mapa é fazer uma transformação: aumentar a pressão sobre um gás à temperatura constante percorre uma vertical e pode levá-lo à liquefação ao cruzar a curva de vaporização; aquecer gelo a 1 atm percorre uma horizontal que cruza a fusão em 0 °C e a vaporização em 100 °C.