Interface líquido/gás

Química das Superfícies e Interfaces
Interface líquido/gás
Valentim M. B. Nunes
Departamento de Engenharia Química e do Ambiente
2009
Química das Superfícies e Interfaces
Do ponto vista tecnológico, os processos heterogéneos
envolvem superfícies: precipitação, difusão, floculação, efeitos
detergentes, etc.
Conceito de fase e interface:
Fase 
Interface, 
Poucas camadas moleculares
Fase 
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Tensão superficial
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Explicação molecular: desequilíbrio nas forças intermoleculares
existentes na superfície.
Gás
Molécula no interior do
liquido está sujeita a
forças intermoleculares,
mas a resultante é nula.
R 0
Líquido
R=0
Molécula à superfície é “puxada” para o
interior
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Para aumentar a área de superfície é necessário realizar
trabalho contra as forças intermoleculares do líquido. O
trabalho necessário para alterar a área superficial de uma
quantidade infinitesimal d é dada por:
dw  d
O coeficiente  é designado tensão superficial (unidades SI:
J.m-2 ou N.m-1). A p e T constantes dw = dG , logo:
 dG 
 

 d  p ,T
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Os líquidos com forças intermoleculares maiores são aqueles
que apresentam maiores tensões superficiais.
/mN.m-1 (T = 293 K)
Isopentano
13.72
Éter etílico
17.10
Hexano
18.43
Brometo de etilo
24.16
Benzeno
28.86
Tetracloreto de carbono
26.66
Água
72.75
Mercúrio
472.0
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Não há qualquer distinção fundamental entre superfícies e
interfaces, embora seja usual designar a fronteira entre duas
fases em que uma delas é gasosa como superfície, e entre duas
fases não gasosas como interface.
Na interface entre dois líquidos há de novo desequilíbrio nas
forças intermoleculares no interior e junto à interface. As forças
intermoleculares responsáveis pelas tensões superficiais ou
interfaciais incluem as forças de dispersão de London
(universais), ligações de hidrogénio e ligação metálica.
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Tensão interfacial: o ângulo de contacto
O desequilíbrio de forças intermoleculares existente na
interface líquido/gás e sólido/gás é bastante maior que entre
fases condensadas, logo as tensões interfaciais para sistemas
de dois líquidos ou sólido/líquido são sempre menores que a
maior das tensões superficiais
A energia de adesão entre duas fases  e  é expressa pela
equação de Dupré:
W         
Numa interface sólido/líquido vem:
WSL   S   L   SL
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Considere-se o seguinte sistema:
Gás
F’’
F

F’ líquido
sólido
F – tensão superficial do líquido, L
F’ – tensão interfacial, SL
F’’- tensão superficial do sólido, S
 - ângulo de contacto
Condição de equilíbrio (equação de Young):
 S   SL   L cos
Assim obtém-se (equação de Young-Dupré:
WSL   L 1 cos  
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Como WLL é 2 L :
=0
S = L
1  cos 
WSL  WLL
2
WSL = WLL
Líquido molha
totalmente o sólido
0 <  < /2 S > SL
WLL/2<WSL<WLL
Liquido molha
parcialmente o sólido
/2< < 
S < SL
0 < WSL < WLL/2
Sólido dificilmente
molhado pelo líquido
=
SL = L
WSL = 0
Líquido não molha o
sólido
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Como consequência da tensão superficial existe uma diferença
de pressão através de qualquer superfície curva; considere-se
uma gota de líquido ( calote esférica):
z
Pe
Pi

a
r
a  r cos 
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A existência da tensão superficial impede o líquido de se
espalhar por toda a superfície. A pressão exterior (Pe) vai ser
inferior à pressão interior (Pi ). No equilíbrio, a resultante das
forças que se exercem devido à diferença de pressão, Pi – Pe,
terá de igualar as forças devido à , segundo o eixo dos zz
(simetria esférica)
2
a
R1  2a cos   2 
r
2
R2  Pi  Pe a
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2
P  Pi  Pe 
r
Equação de Laplace
Para superfícies não esféricas (dois raios de curvatura):
1 1
P  2   
 r1 r2 
A equação de Laplace mostra que a pressão no interior de
uma superfície curva (lado concavo da interface) é maior
que a pressão no exterior (gotas, bolhas, ……)
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Pressão de vapor de um líquido pressurizado.
 (l )   ( g )
d (l )  Vm dP
d ( g )  Vm, g dp
Pressão do liquido é aumentada em dP,
logo dp representa a variação da
pressão de vapor
RT
dp  Vm dP
p
p 1
p* P
RT  dp  
Vm dP
p* p
p*
p
RT ln
 Vm P
p*
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p  p *e
Vm P
RT
2
P 
r
Esta equação mostra que a pressão
de vapor aumenta quando a pressão
actuando numa fase condensada
aumenta!
2Vm
p  p *e
RTr
Equação de Kelvin
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A pressão de vapor de gotas de
água com 10-3 mm a 10-6 mm é
1.001 a 2.95 vezes a pressão de
vapor da água “plana”!,
impedindo a condensação, e
favorecendo a formação de
nuvens
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A tensão superficial da maioria dos líquidos decresce com o
aumento de temperatura, sendo bastante baixa próximo do
ponto crítico (Excepto Cu e Fe líquidos!)
Equação de Eötvos:
V
 k (T  Tc )
2/3
L
Ramsay e Shields: k  2.1 para líquidos normais (benzeno,
tetracloreto de carbono, S2C, etc…)
Katayama:
Guggenheim:
  L   G 

2
3
 T
 k 1  
 Tc 
  L   G 

11
3
 constante
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Capilaridade
A tendência dos líquidos para subir num tubo capilar é uma
consequência da tensão superficial e designa-se por
capilaridade ou ascensão capilar.
p  hg
2
hg 
r
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
R
r  R cos 
 0
2r
Rr

hgr
2
rhg

2 cos 