É definida como pressão máxima de vapor de um líquido a pressão exercida por seus vapores quando, sob uma dada condição de temperatura, estão em equilíbrio com o respectivo líquido.
Você já deve ter observado que quando abrimos um frasco de perfume, seu aroma logo se espalha pelo ambiente. Uma manicure, ao utilizar removedor de esmalte de unha à base de acetona, fecha rapidamente a embalagem por saber que essa substância evapora com muita facilidade. Como isso pode ser explicado?
A qualquer temperatura, as moléculas de um líquido sempre estão em constante movimento. Entretanto, algumas delas se movimentam com mais velocidade do que outras e, em virtude disso, conseguem, “escapar” do líquido e passar para a atmosfera em forma de vapor, processo que denominamos vaporização.
A vaporização pode ocorrer de três maneiras distintas: evaporação, ebulição e calefação. A evaporação é a vaporização que ocorre na superfície do líquido de modo lento, sem agitação e sem formação de bolhas. A ebulição, ao contrário, é um processo rápido, no qual há agitação do líquido e surgimento de bolhas. Já a calefação é uma vaporização muito rápida que se dá quando o líquido está em contato com uma superfície extremamente quente.
Vamos imaginar agora uma substância líquida armazenada num recipiente com vácuo. Ao observar essa situação, notaremos que, de início, a evaporação do líquido ocorrerá rapidamente, porém, com o passar do tempo, esse processo ficará mais lento, até que, finalmente, cessará. Por que isso acontece?
As moléculas de água do recipiente vedado escapam do líquido, passando para a forma de vapor (do mesmo jeito que ocorreu com o frasco de perfume e o removedor de esmaltes que citamos). No estado gasoso, as moléculas se movimentam com muito mais velocidade do que no estado líquido. Isso faz com que tais moléculas se choquem com mais frequência, levando algumas delas a retornarem ao estado líquido, numa mudança de estado que chamamos de condensação.
A partir de um dado instante, a velocidade com que as moléculas evaporam tende a se igualar à velocidade com que seus vapores se condensam, justificando a impressão de que a evaporação parou de acontecer. Assim, dizemos que, nesse determinado instante, o líquido e seus vapores chegaram ao equilíbrio dinâmico, atingindo a sua pressão máxima de vapor.
A pressão máxima de vapor de um líquido está diretamente relacionada à força das interações entre as moléculas que o compõem. Quando a interação entre as moléculas é mais intensa, como nas pontes de hidrogênio, a pressão máxima de vapor é menor, uma vez que a forte união das moléculas faz com que o líquido evapore com menos facilidade. Em contrapartida, quando a interação intermolecular é menos intensa, como nas forças de Van der Waals, a volatilidade do líquido é maior, pois as ligações fracas podem ser rompidas mais facilmente. Então, conclui-se que quanto maior for a pressão máxima de vapor de um líquido, mais volátil ele será.
A pressão máxima de vapor de um líquido não depende do volume, mas da sua temperatura. Quanto maior for a temperatura do líquido, maior será a energia cinética das suas moléculas, o que faz com que as moléculas se agitem mais, favorecendo a vaporização do líquido. Como consequência, a quantidade de moléculas na forma de vapor é maior, isto é, a pressão máxima de vapor do líquido é maior.
Referências bibliográficas FELTRE, Ricardo. Química volume 2. São Paulo: Moderna, 2005. MACHADO, Andrea Horta, MORTIMER, Eduardo Fleury. Química volume único. São Paulo: Scipione, 2005.