Na vida cotidiana, todos nós de vez em quando encontramos fenômenos que acompanham os processos de transição de substâncias de um estado de agregação para outro. E na maioria das vezes temos que observar esses fenômenos no exemplo de um dos compostos químicos mais comuns - água conhecida e familiar. No artigo, você aprenderá como ocorre a transformação da água líquida em gelo sólido - um processo chamado cristalização da água - e quais características caracterizam essa transição.
O que é uma transição de fase?
Todos sabem que na natureza existem três principais estados agregados (fases) da matéria: sólido, líquido e gasoso. Muitas vezes, um quarto estado é adicionado a eles - plasma (devido às características que o distinguem dos gases). No entanto, ao passar do gás para o plasma, não há limite nítido característico e suas propriedades são determinadas não tantoa relação entre as partículas da matéria (moléculas e átomos), quanto o estado dos próprios átomos.
Todas as substâncias, passando de um estado para outro, sob condições normais mudam abruptamente suas propriedades (com exceção de alguns estados supercríticos, mas não vamos abordá-los aqui). Tal transformação é uma transição de fase, ou melhor, uma de suas variedades. Ela ocorre em uma certa combinação de parâmetros físicos (temperatura e pressão), chamada de ponto de transição de fase.
A transformação do líquido em gás é a evaporação, o fenômeno inverso é a condensação. A transição de uma substância de um estado sólido para um líquido está derretendo, mas se o processo for na direção oposta, então é chamado de cristalização. Um corpo sólido pode se transformar imediatamente em gás e vice-versa - nestes casos eles falam de sublimação e dessublimação.
Durante a cristalização, a água se transforma em gelo e demonstra claramente o quanto suas propriedades físicas mudam. Vamos nos deter em alguns detalhes importantes desse fenômeno.
O conceito de cristalização
Quando um líquido solidifica durante o resfriamento, a natureza da interação e o arranjo das partículas da substância mudam. A energia cinética do movimento térmico aleatório de suas partículas constituintes diminui e elas começam a formar ligações estáveis umas com as outras. Quando as moléculas (ou átomos) se alinham de forma regular e ordenada através dessas ligações, a estrutura cristalina de um sólido é formada.
A cristalização não cobre simultaneamente todo o volume do líquido resfriado, mas começa com a formação de pequenos cristais. Estes são os chamados centros de cristalização. Eles crescem em camadas, passo a passo, adicionando mais e mais moléculas ou átomos de matéria ao longo da camada crescente.
Condições de cristalização
A cristalização requer o resfriamento do líquido a uma certa temperatura (é também o ponto de fusão). Assim, a temperatura de cristalização da água em condições normais é 0 °C.
Para cada substância, a cristalização é caracterizada pela quantidade de calor latente. Esta é a quantidade de energia liberada durante este processo (e no caso oposto, respectivamente, a energia absorvida). O calor específico de cristalização da água é o calor latente liberado por um quilograma de água a 0°C. De todas as substâncias próximas à água, é uma das mais altas e tem cerca de 330 kJ/kg. Um valor tão grande se deve às características estruturais que determinam os parâmetros de cristalização da água. Usaremos a fórmula para calcular o calor latente abaixo, após considerar esses recursos.
Para compensar o calor latente, é necessário super-resfriar o líquido para iniciar o crescimento dos cristais. O grau de super-resfriamento tem um efeito significativo no número de centros de cristalização e na taxa de seu crescimento. Enquanto o processo está em andamento, o resfriamento adicional da temperatura da substância não muda.
Molécula de água
Para entender melhor como a água cristaliza, você precisa saber como a molécula desse composto químico está disposta, poisa estrutura de uma molécula determina as características das ligações que ela forma.
Um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio são combinados em uma molécula de água. Eles formam um triângulo obtuso isósceles no qual o átomo de oxigênio está localizado no vértice de um ângulo obtuso de 104,45°. Nesse caso, o oxigênio puxa fortemente as nuvens de elétrons em sua direção, de modo que a molécula é um dipolo elétrico. As cargas nele são distribuídas pelos vértices de uma pirâmide tetraédrica imaginária - um tetraedro com ângulos internos de aproximadamente 109 °. Como resultado, a molécula pode formar quatro ligações de hidrogênio (próton), o que, obviamente, afeta as propriedades da água.
Características da estrutura da água líquida e do gelo
A capacidade de uma molécula de água de formar ligações de prótons se manifesta tanto no estado líquido quanto no sólido. Quando a água é um líquido, essas ligações são bastante instáveis, facilmente destruídas, mas também constantemente formadas novamente. Devido à sua presença, as moléculas de água estão mais fortemente ligadas umas às outras do que as partículas de outros líquidos. Associando-se, eles formam estruturas especiais - clusters. Por esta razão, os pontos de fase da água são deslocados para temperaturas mais altas, porque a destruição de tais associados adicionais também requer energia. Além disso, a energia é bastante significativa: se não houvesse ligações de hidrogênio e aglomerados, a temperatura de cristalização da água (assim como sua fusão) seria –100 °C, e ebulição +80 °C.
A estrutura dos aglomerados é idêntica à estrutura do gelo cristalino. Conectando cada um com quatro vizinhos, as moléculas de água constroem uma estrutura cristalina a céu aberto com uma base na forma de um hexágono. Ao contrário da água líquida, onde os microcristais - aglomerados - são instáveis e móveis devido ao movimento térmico das moléculas, quando o gelo se forma, eles se reorganizam de maneira estável e regular. As ligações de hidrogênio fixam o arranjo mútuo dos sítios da rede cristalina e, como resultado, a distância entre as moléculas torna-se um pouco maior do que na fase líquida. Esta circunstância explica o s alto na densidade da água durante sua cristalização - a densidade cai de quase 1 g/cm3 para cerca de 0,92 g/cm3.
Sobre o calor latente
As características da estrutura molecular da água são refletidas muito seriamente em suas propriedades. Isso pode ser observado, em particular, pelo alto calor específico de cristalização da água. Isso se deve justamente à presença de ligações de prótons, que distinguem a água de outros compostos que formam cristais moleculares. Foi estabelecido que a energia da ligação de hidrogênio na água é de cerca de 20 kJ por mol, ou seja, para 18 g. Uma parte significativa dessas ligações é estabelecida "em massa" quando a água congela - é aí que um retorno tão grande de energia vem de.
Vamos fazer um cálculo simples. Deixe que 1650 kJ de energia sejam liberados durante a cristalização da água. Isso é muito: energia equivalente pode ser obtida, por exemplo, da explosão de seis granadas de limão F-1. Vamos calcular a massa de água que sofreu cristalização. Fórmula que relaciona a quantidade de calor latente Q, massa m e calor específico de cristalizaçãoλ é muito simples: Q=– λm. O sinal de menos significa simplesmente que o calor é emitido pelo sistema físico. Substituindo os valores conhecidos, obtemos: m=1650/330=5 (kg). São necessários apenas 5 litros para que 1650 kJ de energia sejam liberados durante a cristalização da água! É claro que a energia não é liberada instantaneamente - o processo dura um tempo suficientemente longo e o calor é dissipado.
Muitos pássaros, por exemplo, conhecem bem essa propriedade da água, e a utilizam para se aquecer perto da água gelada de lagos e rios, nesses locais a temperatura do ar é vários graus mais alta.
Cristalização de soluções
A água é um solvente maravilhoso. As substâncias dissolvidas nele deslocam o ponto de cristalização, via de regra, para baixo. Quanto maior a concentração da solução, mais baixa a temperatura congelará. Um exemplo marcante é a água do mar, na qual muitos sais diferentes são dissolvidos. Sua concentração na água do oceano é de 35 ppm, e essa água cristaliza a -1,9°C. A salinidade da água em diferentes mares é muito diferente, então o ponto de congelamento é diferente. Assim, a água do Báltico tem uma salinidade não superior a 8 ppm e a sua temperatura de cristalização é próxima de 0 °C. A água subterrânea mineralizada também congela a temperaturas abaixo de zero. Deve-se ter em mente que estamos sempre falando apenas sobre a cristalização da água: o gelo marinho é quase sempre fresco, em casos extremos, levemente salgado.
Soluções aquosas de vários álcoois também diferem emponto de congelamento, e sua cristalização não ocorre abruptamente, mas com uma certa faixa de temperatura. Por exemplo, álcool 40% começa a congelar a -22,5°C e finalmente cristaliza a -29,5°C.
Mas uma solução de um álcali como soda cáustica NaOH ou cáustica é uma exceção interessante: é caracterizada por uma temperatura de cristalização aumentada.
Como a água pura congela?
Na água destilada, a estrutura do cluster é quebrada devido à evaporação durante a destilação, e o número de ligações de hidrogênio entre as moléculas dessa água é muito pequeno. Além disso, essa água não contém impurezas, como partículas de poeira microscópicas suspensas, bolhas, etc., que são centros adicionais de formação de cristais. Por esta razão, o ponto de cristalização da água destilada é reduzido para -42 °C.
É possível resfriar a água destilada até -70 °C. Nesse estado, a água super-resfriada é capaz de cristalizar quase instantaneamente em todo o volume com a menor agitação ou a entrada de uma impureza insignificante.
Água quente paradoxal
Um fato surpreendente - a água quente se transforma em um estado cristalino mais rápido que a água fria - foi chamado de "efeito Mpemba" em homenagem ao estudante da Tanzânia que descobriu esse paradoxo. Mais precisamente, eles sabiam sobre isso na antiguidade, no entanto, não encontrando uma explicação, filósofos naturais e cientistas naturais acabaram deixando de prestar atenção ao fenômeno misterioso.
Em 1963, Erasto Mpemba ficou surpreso queA mistura de sorvete quente endurece mais rápido do que a mistura de sorvete frio. E em 1969, um fenômeno intrigante foi confirmado já em um experimento físico (aliás, com a participação do próprio Mpemba). O efeito é explicado por uma série de razões:
- mais centros de cristalização, como bolhas de ar;
- alta dissipação de calor da água quente;
- alta taxa de evaporação, resultando em diminuição do volume do líquido.
Pressão como fator de cristalização
A relação entre pressão e temperatura como grandezas-chave que afetam o processo de cristalização da água é claramente refletida no diagrama de fases. Pode-se ver que, com o aumento da pressão, a temperatura da transição de fase da água do estado líquido para o sólido diminui extremamente lentamente. Naturalmente, o oposto também é verdadeiro: quanto menor a pressão, maior a temperatura necessária para a formação do gelo, e ele cresce com a mesma lentidão. Para atingir condições em que a água (não destilada!) é capaz de cristalizar em gelo comum Ih na temperatura mais baixa possível de -22 ° C, a pressão deve ser aumentada para 2085 atmosferas.
A temperatura máxima de cristalização corresponde à seguinte combinação de condições, denominada ponto triplo da água: 0,006 atmosferas e 0,01 °C. Com tais parâmetros, os pontos de cristalização-fusão e condensação-ebulição coincidem, e os três estados de agregação da água coexistem em equilíbrio (na ausência de outras substâncias).
Muitos tipos de gelo
Atualmente conhecidas cerca de 20 modificaçõesestado sólido da água - do amorfo ao gelo XVII. Todos eles, exceto o gelo Ih comum, requerem condições de cristalização exóticas para a Terra, e nem todos são estáveis. Apenas gelo Ic é muito raramente encontrado nas camadas superiores da atmosfera terrestre, mas sua formação não está associada ao congelamento da água, pois é formado a partir de vapor d'água em temperaturas extremamente baixas. O gelo XI foi encontrado na Antártida, mas essa modificação é um derivado do gelo comum.
Pela cristalização da água a pressões extremamente altas, é possível obter modificações de gelo como III, V, VI, e com um aumento simultâneo de temperatura - gelo VII. É provável que alguns deles possam se formar em condições incomuns para o nosso planeta em outros corpos do sistema solar: em Urano, Netuno ou grandes satélites dos planetas gigantes. Deve-se pensar que futuros experimentos e estudos teóricos das propriedades ainda pouco estudadas desses gelos, bem como as características de seus processos de cristalização, esclarecerão essa questão e abrirão muitas outras coisas.
