as substâncias podem mudar de fase-muitas vezes por causa de uma mudança de temperatura. A baixas temperaturas, a maioria das substâncias é sólida; à medida que a temperatura aumenta, elas se tornam líquidas; em temperaturas mais altas ainda, eles se tornam gasosos.

o processo de um sólido se tornar um líquido é chamado de fusão (um termo mais antigo que você pode ver às vezes é fusão). O processo oposto, um líquido que se torna sólido, é chamado de solidificação. Para qualquer substância pura, a temperatura na qual ocorre a fusão — conhecida como ponto de fusão — é uma característica dessa substância. Requer energia para um sólido derreter em um líquido. Toda substância pura tem uma certa quantidade de energia que precisa mudar de um sólido para um líquido. Essa quantidade é chamada de entalpia de fusão (ou calor de fusão) da substância, representada como ΔHfus. Alguns valores ΔHfus estão listados na tabela 10.2 “entalpias de fusão para várias substâncias”; supõe-se que esses valores sejam para o ponto de fusão da substância. Observe que a unidade de ΔHfus é kilojoules por mole, então precisamos saber a quantidade de material para saber quanta energia está envolvida. O ΔHfus é sempre tabulado como um número positivo. No entanto, ele pode ser usado para os processos de fusão e solidificação, desde que você tenha em mente que a fusão é sempre endotérmica (então ΔH será positivo), enquanto a solidificação é sempre exotérmica (então ΔH será negativo).

Tabela 10.2 as entalpias de Fusão de Várias Substâncias

Substância (Ponto de Fusão)	ΔHfus (kJ/mol)
Água (0°C)	6.01
de Alumínio (660°C)	10.7
Benzeno (5.5°C)	9.95
o Etanol (-114.3°C)	5.02
Mercúrio (-38.8°C)	2.29

durante o derretimento, a energia vai exclusivamente para mudar a fase de uma substância; não entra em mudar a temperatura de uma substância. Portanto, o derretimento é um processo isotérmico porque uma substância permanece na mesma temperatura. Somente quando toda uma substância é derretida, qualquer energia adicional vai para mudar sua temperatura.

o que acontece quando um sólido se torna um líquido? Em um sólido, partículas individuais estão presas no lugar porque as forças intermoleculares não podem ser superadas pela energia das partículas. Quando mais energia é fornecida (por exemplo,, aumentando a temperatura), chega um ponto em que as partículas têm energia suficiente para se mover, mas não energia suficiente para se separar. Esta é a fase líquida: as partículas ainda estão em contato, mas são capazes de se mover umas às outras. Isso explica por que os líquidos podem assumir a forma de seus recipientes: as partículas se movem e, sob a influência da gravidade, preenchem o menor volume possível (a menos que o líquido esteja em um ambiente de gravidade zero-veja a figura 10.16 “líquidos e gravidade”).

A mudança de fase entre um líquido e um gás, que tem algumas semelhanças com a mudança de fase entre um sólido e um líquido. A uma certa temperatura, as partículas em um líquido têm energia suficiente para se tornar um gás. O processo de um líquido se tornar um gás é chamado de ebulição (ou vaporização), enquanto o processo de um gás se tornar um líquido é chamado de condensação. No entanto, ao contrário do processo de conversão sólido/líquido, o processo de conversão líquido/gás é visivelmente afetado pela pressão circundante no líquido porque os gases são fortemente afetados pela pressão. Isso significa que a temperatura na qual um líquido se torna um gás, o ponto de ebulição, pode mudar com a pressão circundante. Portanto, definimos o ponto de ebulição normal como a temperatura na qual um líquido muda para um gás quando a pressão circundante é exatamente 1 atm, ou 760 torr. A menos que especificado de outra forma, presume-se que um ponto de ebulição é para 1 atm de pressão.

como a mudança de fase sólida/líquida, a mudança de fase líquida/gasosa envolve energia. A quantidade de energia necessária para converter um líquido em um gás é chamada de entalpia de vaporização (ou calor de vaporização), representada como ΔHvap. Alguns valores ΔHvap estão listados na tabela 10.3 “entalpias de vaporização para várias substâncias”; supõe-se que esses valores sejam para a temperatura normal do ponto de ebulição da substância, que também é dada na tabela. A unidade para ΔHvap também é kilojoules por mole, então precisamos saber a quantidade de material para saber quanta energia está envolvida. O ΔHvap também é sempre tabulado como um número positivo. Ele pode ser usado tanto para os processos de ebulição quanto para a condensação, desde que você tenha em mente que a ebulição é sempre endotérmica (então ΔH será positivo), enquanto a condensação é sempre exotérmica (então ΔH será negativo).

Quadro 10.3 as entalpias de Vaporização para Várias Substâncias,

Substância Normal (Ponto de Ebulição)	ΔHvap (kJ/mol)
Água (100°C)	40.68
Bromo (59.5°C)	15.4
Benzeno (80.1°C)	30.8
O Etanol (78.3°C)	38.6
Mercúrio (357°C)	59.23

Como com a fusão, a energia em ebulição vai exclusivamente para a mudança de fase de uma substância; não ir para mudar a temperatura de uma substância. Portanto, ferver também é um processo isotérmico. Somente quando toda uma substância ferve, qualquer energia adicional vai para mudar sua temperatura.

o que acontece quando um líquido se torna um gás? Já estabelecemos que um líquido é composto de partículas em contato umas com as outras. Quando um líquido se torna um gás, as partículas se separam umas das outras, com cada partícula seguindo seu próprio caminho no espaço. É assim que os gases tendem a encher seus recipientes. De fato, na fase gasosa, a maior parte do volume é espaço vazio; apenas cerca de um milésimo do volume é realmente absorvido pela matéria (ver Figura 10.17 “líquidos e Gases”). É essa propriedade dos gases que explica por que eles podem ser comprimidos, fato considerado no Capítulo 6 “Gases”.

em algumas circunstâncias, a fase sólida pode fazer a transição diretamente para a fase gasosa sem passar por uma fase líquida, e um gás pode se tornar diretamente um sólido. A mudança de sólido para gás é chamada de sublimação, enquanto o processo inverso é chamado de deposição. A sublimação é isotérmica, como as outras mudanças de fase. Há uma mudança de energia mensurável durante a sublimação; essa mudança de energia é chamada de entalpia da sublimação, representada como ΔHsub. A relação entre o ΔHsub e as outras mudanças de entalpia é a seguinte:

ΔHsub = ΔHfus + ΔHvap

como tal, ΔHsub nem sempre é tabulado porque pode ser simplesmente calculado a partir de ΔHfus e ΔHvap.

existem vários exemplos comuns de sublimação. Um produto bem conhecido — gelo seco-é realmente CO2 sólido. O gelo seco é seco porque sublima, com o sólido contornando a fase líquida e indo direto para a fase gasosa. A sublimação ocorre a uma temperatura de -77°C, por isso deve ser manuseada com cautela. Se você já notou que os cubos de gelo em um freezer tendem a ficar menores com o tempo, é porque a Água Sólida está sublimando muito lentamente. “Queimadura de Freezer” não é realmente uma queimadura; ocorre quando certos alimentos, como carnes, perdem lentamente o teor de Água Sólida por causa da sublimação. A comida ainda é boa, mas parece pouco apetitosa. Reduzir a temperatura de um freezer retardará a sublimação da água sólida.

equações químicas podem ser usadas para representar uma mudança de fase. Nesses casos, é crucial usar rótulos de fase nas substâncias. Por exemplo, a equação química para derreter o gelo para fazer a água líquida é como segue:

H2O(s) → H2O(ℓ)

Nenhuma mudança química está ocorrendo; no entanto, uma mudança física está ocorrendo.

curvas de aquecimento

um gráfico da temperatura versus a quantidade de calor adicionada é conhecido como curva de aquecimento (ver Figura 10.18). Estes são comumente usados para mostrar visualmente a relação entre mudanças de fase e entalpia para uma determinada substância.

na figura 10.18, o sólido ganha energia cinética e consequentemente aumenta de temperatura à medida que o calor é adicionado. No ponto de fusão, o calor adicionado é usado para quebrar as forças intermoleculares atraentes do sólido em vez de aumentar a energia cinética e, portanto, a temperatura permanece constante. Depois que todo o sólido derreter, mais uma vez, o calor adicionado aumenta a energia cinética (e a temperatura) das moléculas líquidas até o ponto de ebulição. No ponto de ebulição, mais uma vez, o calor adicionado é usado para quebrar as forças intermoleculares atraentes em vez de fornecer energia cinética, e a temperatura permanece constante até que todo o líquido seja transformado em gás.

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