Teoria Cinética dos Gases

A Teoria Cinética dos Gases foi sintetizada com o intuito de explicar as propriedades e o comportamento interno dos gases. Para isso utiliza-se um modelo, nesse modelo teórico as hipóteses impostas representam o que deve acontecer, em média, com as partículas de gases ideais.

Pode-se sintetizar a teoria cinética dos gases, ideais, nos seguintes enunciados:

• Os gases são formados por moléculas extremamente pequenas e com volume desprezível em comparação com as distâncias que as separam e ao tamanho do recipiente que as contém.
• As moléculas gasosas movimentam-se livremente ao acaso, em todas as direções e sentidos.
• A velocidade das moléculas depende de sua massa e, portanto, da natureza do gás.
• As moléculas, como todo corpo em movimento, possuem energia cinética.
• A energia cinética está relacionada com a temperatura e com a natureza do gás.
• Da colisão contínua das moléculas contra as paredes do recipiente que as contém resulta a pressão do gás.
• A energia cinética das moléculas conserva-se durante os choques destas com as paredes do recipiente ou com outras moléculas. 

De acordo com a teoria cinética dos gases, as moléculas gasosas encontram-se em movimento caótico com diferentes velocidades, chocando-se entre si e com as paredes do recipiente, de acordo com a figura abaixo. A força exercida com o choque das moléculas nas paredes por sua unidade de área corresponde à pressão do gás.

O vídeo a seguir explica detalhadamente esses processos:

Alguns experimentos que estão no nosso dia a dia:

Referências:
Química cidadã: materiais, substâncias, constituintes, química ambiental e suas implicações sociais, volume 1: ensino médio / Wildson Luiz Pereira dos Santos, Gerson de Souza Mól, (coords.). - 1. ed. - São Paulo: Nova Geração, 2010. - (Coleção química para a nova geração)

Lei dos Gases

Leis: Geral, Boyle, Gay-Lussac, Charles e Clayperon

Os gases ideais obedecem a três leis, que são a lei de Boyle, a lei de Gay-Lussac e a lei de Charles. Essas leis são formuladas segundo o comportamento de três grandezas que descrevem as propriedades dos gases: o volume, a pressão e a temperatura.

A lei de Boyle

Descreve o comportamento do gás ideal quando se mantém sua temperatura constante (transformação isotérmica). 

Considere um recipiente com tampa móvel que contém certa quantidade de gás. Aplica-se lentamente uma força sobre essa tampa, pois desse modo não alteraremos a temperatura do gás. Observaremos um aumento de pressão junto com uma diminuição do volume do gás, ou seja, quando a temperatura do gás é mantida constante, pressão e volume são grandezas inversamente proporcionais. 

Essa lei pode ser expressa matematicamente do seguinte modo:

Onde k é uma constante que depende da temperatura, da massa e da natureza do gás. A transformação descrita é representada na figura a seguir em um diagrama de pressão por volume:

Vejamos agora a seguinte animação:

Lei de Boyle para uma caixa com variação de volume.

Consideramos a caixa cheia de moléculas de gás em movimento. As partículas têm a mesma energia (temperatura) durante todo o movimento. À medida que a caixa diminui, as partículas passam a ter uma pequena distância a percorrer antes que colidem com as paredes e, portanto, o tempo entre as colisões fica cada vez menor. Num dado período de tempo as partículas batem mais nas paredes, o que resulta em uma maior quantidade de pressão. A quantidade de mols é claramente constante, como não estamos acrescentando ou subtraindo partículas da caixa. Outra forma de olhar para isto é que, o aumento da pressão impulsiona as partículas entre si. Estas partículas compactadas agora ocupam menos volume. A fim de comparar a pressão de um gás com um outro ou de o volume variar, podemos combinar as equações de P1V1 = k e P2V2 = k. Porque k é uma constante para ambos os valores de pressão e de volume,

P1V1 = P2V2

A lei de Charles

Neste caso, mantém-se o volume constante.

Este é um experimento que você pode fazer em casa: encha um balão (de festa) até metade de sua capacidade. Depois, prepare duas bacias (ou panelas) com água gelada (água+gelo) e água quente (fervente). A seguir, mergulhe o balão na água gelada. Observe seu volume. Repentinamente, transfira o balão para o recipiente com água quente, e observe o volume deste.

A lei de Charles descreve essa situação, ou seja, em uma transformação isométrica (volume constante), a pressão e a temperatura serão grandezas diretamente proporcionais. Matematicamente, a lei de Charles é expressa da seguinte forma:

Onde k é uma constante que depende do volume, da massa e da natureza do gás.

O gráfico da pressão em função da temperatura absoluta fica da seguinte forma:

Vamos entender melhor observando a seguinte animação:

Quanto maior for a temperatura e velocidade da bola vermelha significa que esta abrange mais volume em um determinado momento.

Ambas as partículas deixam a retornar e, ao mesmo tempo, mas desde que a bola vermelha viaje uma distância mais longa, deve-se mover mais rápido e terá mais energia. Você pode ver um aumento da energia cinética e temperatura, assim como o volume. Também note que a pressão permanece constante. Ambas as caixas têm o mesmo número de colisões num determinado período de tempo. De acordo com a Lei de Charles, você pode escrever a seguinte equação combinada,

V1/T1 = V2/T2 

A lei de Gay-Lussac

A lei de Gay-Lussac nos mostra o comportamento de um gás quando é mantida a sua pressão constante e variam-se as outras duas grandezas: temperatura e volume. Dessa vez vamos considerar novamente um gás em um recipiente de tampa móvel. Dessa vez, nós aqueceremos o gás e deixaremos a tampa livre, como mostra a figura abaixo. Feito isso, veremos uma expansão do gás junto com o aumento de temperatura. O resultado será uma elevação da tampa e, consequentemente, um aumento de volume. Lembre-se que a pressão sobre a tampa - nesse caso a pressão atmosférica - se mantém constante.

Essa lei é expressa matematicamente da seguinte forma:

Onde k é uma constante que depende da pressão, da massa e da natureza do gás.

Em um gráfico do volume em função da temperatura, teremos o seguinte resultado:

A Equação de Clapeyron

A equação de Clapeyron pode ser entendida como uma síntese dessas três leis acima descritas, relacionando pressão, temperatura e volume.

Considerando que o número de moléculas influencia na pressão exercida pelo gás, ou seja, a pressão também depende diretamente da massa do gás, Paul Emile Clapeyron (1799-1844) estabeleceu uma relação entre as variáveis de estado com a seguinte expressão matemática:

Onde n é o número de mols e R é a constante universal dos gases perfeitos. Essa constante pode assumir os seguintes valores:

A equação geral dos gases perfeitos

Considere uma determinada quantidade de gás ideal confinado em um recipiente onde se pode variar a pressão, o volume e a temperatura, mas mantendo-se a massa constante, ou seja, sem alterar o número de mols, como ilustra a figura (1) abaixo:

Assim, a partir da equação de Clapeyron, podemos estabelecer a seguinte relação:

Como foi descrito o número de mols n e R são constantes. Conclui-se então que:

Assim, para os dois casos ilustrados na figura acima, temos que:

Observando que essas duas equações dão o mesmo resultado, e que portanto elas são iguais, então, podemos obter a seguinte equação final, que é conhecida como a equação geral dos gases perfeitos:

Referências:

O estado gasoso. http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page2.html

Gases perfeitos: Leis: Geral, Boyle, Gay-Lussac, Charles e Clayperon. http://educacao.uol.com.br/fisica/gases-perfeitos-leis-geral-boyle-gay-lussac-charles-e-clayperon.jhtm

Kinetic Theory of Gases. http://chemwiki.ucdavis.edu/Wikitexts/UCD_Chem_2A/ChemWiki_Module_Topics/Gases/Kinetic_Theory_of_Gases

Propriedades dos gases

Com base na observação de vários fenômenos é possível elaborar um modelo científico, ou seja, uma representação do mundo real que nos permita compreender o comportamento dos gases e, de forma geral, da matéria, para isso é necessário o estudo das propriedades dos gases, comecemos com a compressibilidade.

Compressibilidade dos gases

Se você considerar que tanto a água quanto o ar são formados por partículas - no caso, moléculas-, você já tem aqui o esboço de um modelo científico, ou seja, uma representação da realidade. Imagine agora partículas sendo comprimidas. É possível comprimir mais as moléculas do gás porque há mais espaços vazios entre elas (veja um experimento sobre compressibilidade na sessão Experimentos).

Isso nos leva à primeira conclusão:

As moléculas dos gases estão bastante afastadas uma das outras.

Análise do estado da matéria e a organização da matéria em nível macroscópico e microscópico. Percebam que as partículas em cada estado organizam-se de maneira diferente, sendo da esquerda para a direita: sólido, líquido e gasoso.

Usando esse modelo, podemos representar os três estados de agregação da matéria por partículas. No estado gasoso (A), elas estão muito afastadas. Nos estados sólido (C) e líquido (B) as partículas estão mais próximas umas das outras, sendo que, no primeiro, elas estão mais organizadas que no estado líquido. Com este modelo é possível explicar por que os líquidos e gases possuem formas variáveis, enquanto sólidos possuem forma fixa. Podemos ver esses três estados de agregação na figura abaixo:

Modelo representando os constituintes de um material em diferentes estados físicos:
A) No estado gasoso, esses constituintes possuem uma liberdade maior em relação aos outros estados físicos.
B) No estado líquido, esses constituintes estão muito próximos, mas de forma desorganizada.
C) No estado sólido, os constituintes se apresentam muito próximos.

 

Difusão dos gases

Já parou para pensar como é possível sentirmos o cheiro de um perfume?

Isso só é possível, porque as moléculas dos gases têm ampla liberdade de movimento. Essa propriedade explica o odor dos perfumes: as suas moléculas se espalham rapidamente pelo ar e sentimos o aroma porque alguma delas chegam ao nosso nariz. Isto porque, como as partículas de perfume derivam para fora do frasco, as moléculas de gás no ar colidem com as partículas e, gradualmente, distribuem por todo o ar. Difusão de um gás é o processo em que partículas de um gás estão espalhados por entre outros gases por movimento molecular. Veja a animação abaixo.

Mas nem todos os gases difundem na mesma taxa. A figura acima mostra o perfume como sendo composto por todas as mesmas moléculas. Mas, na realidade, o perfume seria composto por diferentes tipos de moléculas: algumas moléculas maiores, mais densas e mais pequenas, outras moléculas mais leves. Thomas Graham, um químico escocês, descobriu que os gases leves difundem a uma taxa muito mais rápida do que os gases pesados. Lei de Graham de difusão mostra a relação entre a difusão e as densidades dos gases. Graham encontrou que a velocidade de difusão de um gás através de um outro é inversamente proporcional à raiz quadrada da densidade do gás.

Relacionando as massas molares temos:

Considere hidrogênio e oxigênio. A massa molar do hidrogênio é de cerca de 1,0 grama/mol e a massa molar de oxigênio é de cerca de 16 gramas/mol. Se inserir estes valores na equação acima, obtém que a taxa de difusão para o hidrogênio é 1 e a taxa de difusão de oxigênio é de 1/4. Isto significa que o hidrogênio se difundirá quatro vezes mais rapidamente do que o oxigênio.

Portanto podemos chegar a mais uma conclusão:

As moléculas dos gases estão em constante movimento. Por isso, elas podem se expandir, ocupando todo volume do recipiente.

Efusão dos gases

Efusão é a propriedade que os gases têm de passar através de pequenos orifícios. 

Por exemplo, um balão preenchido de gás hélio com o passar do tempo acaba murchando. Isso ocorre porque o balão é constituído de paredes com pequenos orifícios ou poros, pelos quais o gás passa.

Expansibilidade dos gases

A expansibilidade decorrente de variações de temperatura é outra importante propriedade dos gases.

Sabe-se que um corpo em movimento possui energia cinética. Energia é a capacidade de um sistema realizar trabalho, ou seja, de produzir uma força para deslocar um corpo.

As moléculas gasosas estão em constante movimento, ou seja, possuem energia cinética. Podemos dizer que a temperatura está associada a energia cinética. Quanto maior for a temperatura de um gás, maior será a energia cinética e a velocidade de suas partículas gasosas e, consequentemente, maior será o volume ocupado, ou seja, maior será a expansão. Observem a figura abaixo. 

Temos um balão cheio, mas ao colocar nitrogênio líquido ele começa a murchar, ou seja, ao diminuirmos a temperatura as partículas de gases no interior do balão perdem velocidade, consequentemente ocorre uma diminuição do volume do balão. Daí podemos chegar à seguinte conclusão:

Quanto maior a temperatura, maiores serão a energia cinética e a velocidade das partículas gasosas.

Para aprender mais sobre as propriedades dos gases clique na figura abaixo.

Nesse simulador você bombeia moléculas de gás em uma caixa, podendo acompanhar alteração do volume, adicionando ou removendo o calor, muda a gravidade, e muito mais. É possível medir a temperatura e a pressão, e descobrir como as propriedades do gás variam entre si.

Fonte:

Química cidadã: materiais, substâncias, constituintes, química ambiental e suas implicações sociais, volume 1: ensino médio / Wildson Luiz Pereira dos Santos, Gerson de Souza Mól, (coords.). - 1. ed. - São Paulo: Nova Geração, 2010. - (Coleção química para a nova geração)

Atkins, P. W. (Peter William), 1940 - Atkins, físico-química, v.2/ Peter Atkins, Julio de Paula.

O que é um gás?

Já tratamos aqui no blog, sobre alguns conceitos sobre os gases e algumas propriedades, mas no fim ainda não apresentamos a definição de gás. 

Então, afinal o que é um gás?

No modelo cinético dos gases, as moléculas são consideradas como pontos infinitesimais que viajam em linhas retas até que eles sofrem colisões instantâneas. Fonte: http://quimicafv.blogspot.com.br/2012/02/modelo-cinetico-molecular.html

Bem, ainda precisamos de muitas definições e conceitos que veremos nas próximas postagens. Todavia, já podemos definir um gás da maneira como este é definido pela Teoria Cinética Molecular dos Gases, ou modelo cinético dos gases.

Lembrete: Todo modelo é uma construção imaginária que incorpora apenas as características consideradas importantes para a descrição do sistema físico em questão. Estas características são selecionadas intuitivamente ou por conveniência matemática. A validade de um modelo é determinada pela experimentação.

O modelo da teoria cinética para um gás ideal se baseia nas seguintes hipóteses:

1. O gás é constituído de massa m em movimento aleatório incessante.
2. As moléculas do gás em questão estão bastante distanciadas, existindo um imenso vazio entre elas.
3. Um gás dentro de um recipiente descreve um movimento retilíneo uniforme. Os choques entre as moléculas do gás e a parede do recipiente e entre as próprias moléculas (colisões) são completamente elásticos, isto é,  não há perda de energia cinética durante estes choques ou colisões.
4. Não há interação ou atração entre as moléculas dos gases, sedo que as moléculas de gás só interagem quando em contato nas colisões elásticas, que não são frequentes.

Uma colisão elástica é uma colisão em que a energia cinética de translação total se conserva (isto é, permanece constante).

O vídeo abaixo, apesar de estar em espanhol ilustra bem esse modelo cinético:

Veremos nas próximas postagens que estes postulados explicam propriedades importantes dos gases: a pressão, a relação entre esta e a temperatura ou o volume, as velocidades de difusão e efusão de gases e ainda mais.

Fonte:

Atkins, P. W. (Peter William), 1940 - Atkins, físico-química, v.2/ Peter Atkins, Julio de Paula.

O estado gasoso: http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page1.html

Thomas Andrews e os conceitos de vapor e gás

Thomas Andrews, físico e químico
irlandês, conhecido pelos estudos
com transições de fase.

Dando uma continuidade ao post anterior, conceituamos as diferenças entre  vapor e gás e de acordo com as propriedades dos gases e suas grandezas sabemos que é possível mudar o estado de agregação da matéria por aumento de pressão. Esses conceitos surgiram graças aos estudos realizados por volta de 1880, pelo químico irlandês Thomas Andrews (1813-1885) (não confundir com o seu filho Thomas Andrews Jr., um dos projetistas do Titanic)  demonstrou a existência de uma temperatura crítica, característica de cada espécie de matéria, acima da qual é impossível fazê-la mudar do estado gasoso para o estado líquido apenas por aumento da pressão exercida sobre ela. Nessa situação, a única forma de promover a mudança de estado é diminuir a temperatura.

Essa temperatura crítica diferencia os conceitos de vapor e gás. A matéria está no estado vapor quando sua temperatura está abaixo da temperatura crítica. A matéria está no estado gasoso quando sua temperatura está acima da temperatura crítica.

Os estudos de Thomas Andrews

• Isotermas de Andrews

O que é uma isoterma?

O estado de um gás é caracterizado pelo valor de três grandezas físicas: a pressão (p) , o volume (V) e a temperatura (T). São as chamadas variáveis de estado. Frequentemente, a mudança de uma variável ocasiona modificação em pelo menos uma das outras. Dizemos então que o gás sofreu uma TRANSFORMAÇÃO. Condições isotermas são aquelas nas quais o gás não sofre mudança na variável temperatura (T).

1. Pressão máxima de vapor

Consideremos um cilindro, com um êmbolo móvel, contendo vapor de uma substância pura.

Mantendo constante a temperatura do cilindro, vamos variar o seu volume.

A partir do estado inicial, figura 1a, diminuindo o volume do cilindro, a pressão sobre o vapor aumenta, até que ele comece a se transformar em líquido (condensar). Quando as primeiras camadas de líquido se formam, figura 1b, a diminuição de volume acelera a condensação, e a pressão se mantém constante no interior do cilindro até que todo o vapor se transforme em líquido. Na figura 1c, todo vapor se transformou em líquido e uma pequena diminuição no volume do líquido é conseguida apenas com grande aumento na pressão.

Na figura 1a, temos o vapor seco, ou seja, sem presença do líquido; na figura 1b, temos o vapor saturado, ou seja, na presença do seu líquido. A temperatura do cilindro permaneceu constante durante todo o processo, mas a pressão do vapor aumentou até o início da condensação e, a partir daí, permaneceu constante, até o término da condensação. A pressão constante em que ocorre a condensação é chamada de pressão máxima de vapor e representa-se por F. A pressão que o vapor seco exerce é dita simplesmente pressão do vapor e representa-se por f.

Graficamente essa experiência é descrita pelo gráfico abaixo: em 1a, diminuindo o volume do recipiente a pressão aumenta, na fase de vapor; em 1b, diminuindo-se o volume do recipiente, a pressão deixa de aumentar, permanecendo constante no valor F e o vapor se condensa; na fase 1c, com o vapor tendo passado inteiramente para a fase líquida, temos um forte aumento de pressão para uma pequena redução de volume. Todo o processo ocorre com a temperatura constante.

2. Isotermas de Andrews

O físico e químico inglês Thomas Andrews apresentou o comportamento descrito na experiência anterior em um diagrama p x V, estabelecendo a pressão máxima de vapor para uma substância pura e sua respectiva temperatura. Essa curva no diagrama p x V ficou conhecida como isoterma de Andrews. Na figura abaixo, estão representadas algumas isotermas que mostram o comportamento da pressão máxima de vapor de uma substância em diversas temperaturas.

O ponto C é o ponto crítico, e a isoterma que passa por ele, é chamada isoterma crítica e corresponde à maior pressão máxima de vapor em que pode ocorrer a condensação. Nele, todo o vapor se transforma em líquido instantaneamente e, acima dele, a substância é um gás e não pode se condensar.

Podemos concluir pelas isotermas de Andrews que:

O maior valor possível para a pressão máxima de vapor de uma substância é denominado pressão crítica e corresponde à temperaturra crítica. Se a substância sofrer uma compressão isotérmica, acima da temperatura crítica, verifica-se que ela não sofre mais a condensação e é chamada de gás.

A tabela a seguir mostra pares de valores da pressão crítica (p_c) e da temperatura crítica (T_c) de algumas substâncias.

Agora vamos entender melhor a representação gráfica do conceito. O que acontece quando aquecemos isometricamente uma mistura de líquido e  vapor contida no interior de um recipiente ?

Consideremos 3 tubos fechados contendo um líquido na presença de seu vapor saturante. 

Os tubos estão à mesma temperatura.

No tubo 3 o volume ocupado pelo líquido é maior que o ocupado pelo vapor.

No tubo 2 os volumes ocupado pelo líquido e pelo vapor são sensivelmente iguais.

No tubo 1 o volume ocupado pelo líquido é menor que o ocupado pelo vapor.

Os pontos que representam a situação de cada tubo pertencem ao patamar de uma isoterma. 

O tubo 1 onde o volume de líquido é menor que o de vapor corresponde ao ponto 1 mais próximo do início da condensação.

O tubo 3 onde o volume de líquido é maior que o de vapor corresponde ao ponto 3 mais próximo do término da condensação.

O tubo 2 onde o volume de líquido é aproximadamente igual ao do vapor corresponde ao ponto 2 de volume igual ao do ponto crítico.

A figura abaixo mostra as posições dos pontos. O aquecimento isométrico é representado por uma linha reta perpendicular ao eixo dos volumes.

Aquecimento isométrico do tubo 1. 

O ponto representativo do estado aproxima-se do ramo direito da curva de saturação indicando que o volume de líquido diminui até que em A1 todo o líquido passa para o estado gasoso. 

Durante o aquecimento o nível do líquido baixa até se anular em A1

Aquecimento isométrico do tubo 3

O ponto representativo do estado aproxima-se do ramo esquerdo da curva de saturação indicando que o volume de líquido aumenta até que em B3 todo o vapor passa para o estado líquido. 

Durante o aquecimento o nível do líquido sobe até que atinge o topo do tubo em B3.

Aquecimento isométrico do tubo 2

O ponto representativo do estado é mantido aproximadamente equidistante dos ramos esquerdo e direito da curva de saturação indicando que a relação entre os volumes de líquido e vapor permanece constante, até que no ponto crítico todo o conteúdo do tubo passa para o estado gasoso.

Durante o aquecimento o nível do líquido permanece constante. O contraste na superfície que separa o líquido do vapor torna-se cada vez mais tênue até que no ponto crítico ele desaparece e todo o conteúdo torna-se gasoso.

Fonte de informação: 

• http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/2297325-diferen%C3%A7a-entre-g%C3%A1s-vapor/#ixzz28XlUjWXK
• http://alfaconnection.net/pag_avsf/cal0504.htm
• http://pt.wikipedia.org/wiki/Isoterma
• http://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/4355.htm
• http://www.dec.ufcg.edu.br/biografias/ThomaAnd.html

Qual a diferença entre gás e vapor?

Visualmente o gás e o vapor parecem ter as mesmas características e, muitas vezes, nos referimos a eles como se fossem a mesma coisa. Por exemplo, muitas vezes falamos que a água está no estado gasoso, quando na realidade queremos nos referir ao vapor de água. O gás e o vapor são coisas bem diferentes.

Uma mesma substância no estado de vapor e no estado gasoso apresenta características distintas.

Veremos algumas dessas diferenças:

- O gás não tem forma e volume definidos, pois consiste em uma " coleção" de partículas (moléculas, átomos, íons, elétrons, etc) cujos movimentos são aleatórios. Existe sim um campo de força em todo o espaço à sua volta, com interações que dão origem às forças moleculares, que influenciam a movimentação dessas partículas.

- O gás tem a densidade relativamente baixa e sua viscosidade pode ser comparada aos estados líquido e sólido. O volume é muito sensível às alterações de temperatura e pressão. Preenche completamente qualquer recipiente, já que possui a difusão rápida. (distribui-se homogeneamente).

Exemplo: o gás liquefeito do petróleo (GLP), que é encontrado dentro dos botijões do gás de cozinha, permanece na fase líquida dentro dele e se torna gás fora do recipiente. Isso ocorre porque dentro do botijão a pressão é muito maior que a pressão atmosférica e a temperatura é mais baixa do que a de fora.

- O vapor, em temperatura igual ou abaixo de sua temperatura crítica, é capaz de estar em equilíbrio com o líquido ou o sólido do qual se formou, pelo aumento de pressão.
- O vapor é originado da vaporização, que se divide em evaporização e ebulição. Evaporização é quando o líquido transforma-se em vapor, enquanto que a ebulição é quando o líquido se transforma em gás.

Exemplo: o vapor de água, que está presente no ar, volta ao estado líquido simplesmente ao entrar em contato com um recipiente que está com a temperatura mais baixa. Na figura abaixo, a latinha contém refrigerante gelado, consequentemente, a latinha está gelada também, por isso o vapor de água do ar se liquefaz ao entrar em contato com essa latinha.

O mesmo ocorre com a água que ferve em uma panela fechada: ela volta imediatamente para o estado líquido quando seu vapor entra em contato com a tampa da panela, que está a uma temperatura menor.

Para vermos a diferença no cotidiano, veja o caso das bolhas formadas ao aquecermos a água e as existentes no interior de um copo de refrigerante. Será que representam a mesma coisa?

Não. As formadas no copo de refrigerante e as que se formam inicialmente na água sem a aquecermos são gases liberados que estavam dissolvidos.

O gás utilizado na gaseificação de bebidas é o CO₂ (dióxido de carbono ou gás carbono). Consegue-se dissolvê-lo no líquido exatamente por meio de um grande aumento da pressão e da diminuição da temperatura. É por isso que quando abrimos um refrigerante (diminuição da pressão), e o líquido está quente (aumento da temperatura), há uma grande liberação de gases.

Agora, quando aquecemos a água, a formação de bolhas se dá porque a água começa a passar para o estado de vapor. E esta bolha só sobe para a superfície quando a pressão do vapor dentro dela se torna igual à pressão atmosférica.

Assim, a bolha do refrigerante é de gás e a bolha do aquecimento da água é de vapor.

Fonte de informação: http://www.mundoeducacao.com.br/quimica/diferenca-entre-gas-vapor.htm