Esta pergunta está relacionada com a questão “como é que as coisas podem evaporar abaixo do seu ponto de ebulição?” que recebemos muito. E é uma boa pergunta, porque aponta que a forma como ensinamos as fases da matéria aos alunos antes da faculdade não é a história toda. Então, para começar, esqueça tudo o que você pensava saber sobre as diferentes fases da matéria…

Okay, vamos começar com uma pequena tangente para dar algumas informações importantes relacionadas: Nos gases, há um conceito conhecido como “pressão parcial”. Isto significa que, para muitos conceitos e cálculos, você pode tratar cada gás individual em uma mistura de gases como se ele fosse por si só. Como um exemplo concreto: O ar seco é (aproximadamente) 80% Nitrogénio e 20% Oxigénio, e a uma pressão de cerca de 15 libras por polegada quadrada (PSI) ao nível do mar. Isto significa que a pressão parcial de nitrogênio é de 12 PSI (80% de 15) e a pressão parcial de oxigênio é de 3 PSI (20% de 15). Os humanos precisam de oxigénio para respirar, e nós podemos respirar facilmente em ar normal ao nível do mar, com esta pressão de 100 hPa. No entanto, podemos respirar com a mesma facilidade se respirarmos 100% de oxigénio a uma pressão de apenas 3 PSI. Isto porque a transferência de oxigênio para nossos pulmões depende apenas da pressão parcial de oxigênio, que é a mesma em cada caso.

Okay, já chega de pressão parcial, ela está apenas tangencialmente relacionada. Passemos agora à explicação:

Sabemos na escola que os sólidos permanecem sólidos abaixo do ponto de congelamento, e os líquidos permanecem líquidos entre os pontos de fusão e de ebulição. Esta é uma mentira de cara ousada. Toda substância sólida ou líquida que é exposta a um gás ou a um vácuo também existe como um vapor, em todas as temperaturas. A quantidade de vapor é descrita por uma quantidade chamada pressão de vapor. Para água líquida, a pressão de vapor é a pressão parcial na qual o líquido e o vapor estão em equilíbrio: não ocorrerá mais evaporação líquida quando a pressão parcial do vapor de água ao redor da água líquida for igual à pressão de vapor. Para água sólida (gelo), a imagem é a mesma, mas substitua “líquido” por “sólido”, e “evaporação” por “sublimação”.

(nota: vou falar sobre água para que esta explicação seja mais simples, mas tenha em mente que tudo que estou dizendo de agora em diante sobre água se aplica a praticamente todas as outras substâncias do mundo)

A pressão de vapor não é um valor constante. Ela muda de acordo com uma fórmula sobre a qual muitos estudantes de meteorologia têm pesadelos: a relação Clausius-Clapeyron. As especificidades não são importantes: o que é importante é que a pressão de vapor aumenta com o aumento da temperatura. Temperaturas mais quentes significam que mais água pode existir na forma de vapor.

Existe um exemplo de pressão de vapor em uso todos os dias que provavelmente já estás familiarizado com: a humidade relativa. Quando a previsão do tempo diz que a umidade relativa é 80%, isso significa que a pressão parcial do vapor de água já na atmosfera é 80% da pressão de vapor saturada para essa temperatura. Se a temperatura desce, mas a quantidade de vapor de água permanece a mesma, então a humidade relativa sobe. E se a temperatura descer o suficiente, a pressão parcial da água na atmosfera será igual à pressão do vapor: uma umidade relativa de 100%. Qualquer resfriamento adicional significará que a condensação ocorrerá, ou se a temperatura estiver abaixo de 0 graus C (32 graus F), a geada sólida se depositará sobre as superfícies.

Então, por que o diagrama de fases da água sempre fala sobre a necessidade de uma pressão superbaixa para sublimação? Bem, isso é mais fácil de explicar se você pensar primeiro em ferver. Quer dizer, pense nisso por um segundo: por que, se há esse aumento suave de quanto de uma substância evapora, ela atinge uma certa temperatura e, de repente, tudo ferve?

Isso é fácil! O ponto de ebulição de um líquido é a temperatura em que a pressão de vapor é igual à pressão atmosférica total. Por isso, mesmo que o teu quarto esteja cheio apenas de vapor de água, a menos que aumentes a pressão do teu ambiente, a pressão parcial da água no teu ambiente vai ser inferior à pressão do vapor, por isso todo o teu líquido vai transformar-se num gás ao ferver. Como nota secundária, é por isso que o ponto de ebulição da água é mais baixo em altitude: a pressão do ar é mais baixa, por isso a temperatura a que a pressão de vapor da água é igual à pressão ambiente também será mais baixa. E se fores para pressões ambientais cada vez mais baixas, como por exemplo, a superfície de Marte, eventualmente a pressão é tão baixa que a pressão de vapor da água é igual à pressão ambiente mesmo abaixo de 0C (32F), por isso a água nunca pode sequer aquecer o suficiente para se transformar em líquido antes de sublimar!

Então, juntando tudo isto numa resposta para a tua pergunta: A água não precisa de atingir o seu “ponto de ebulição” para evaporar, nem precisa de estar a pressões realmente baixas para sublimar. A água derramada vai sempre evaporar um pouco, e um bloco de gelo vai sempre sublimar um pouco (deixa um cubo de gelo num congelador durante vários meses num local seco, e vais vê-lo encolher!), uma vez que a pressão parcial do vapor de água no ar é quase sempre inferior à pressão de vapor da água (a menos, claro, que seja um dia muito húmido com 100% de humidade, e nesse caso a água derramada ficará lá).

E finalmente, um tl;dr:

  • Todas as substâncias líquidas (sólidas) evaporarão (sublimadas) até saturarem o ar ao seu redor (embora não tenha de haver ar para que isso aconteça); a quantidade que pode evaporar (sublimada) depende da temperatura.

Iniciei este post adaptando-o de um post antigo que escrevi há algum tempo atrás, e acabou sendo um pouco mais difícil de adaptar enquanto ainda permanece compreensível. Se você tiver alguma pergunta complementar, por favor me avise!

Mais alguns recursos:

  • Corrida em pressões parciais e pressão de vapor
  • O Processo Bergeron: devemos a maior parte da precipitação que cai ao redor do mundo ao fato de que há uma grande diferença entre as pressões de vapor do gelo e da água líquida.
  • Pressão de vapor como explicado por um texano (uma explicação mais concisa e possivelmente melhor que a minha)
  • Um exemplo do mundo real: os Vales Secos McMurdo da Antártica. Mesmo que a região quase nunca fique acima do congelamento, não há nada além de rocha nua, como qualquer neve que cai rapidamente sublima-se nas condições extremamente secas.
  • Outro exemplo do mundo real: os alimentos liofilizados são baixados para temperaturas geladas, e depois colocados no vácuo para acelerar o processo de sublimação.

*Edited to add a few more real-world examples