Presión de vapor de agua
Casi todos hemos calentado alguna vez un cazo con agua con la tapa puesta y, poco después, hemos oído el ruido de la tapa al sonar y el agua caliente derramándose sobre la encimera. Cuando un líquido se calienta, sus moléculas obtienen suficiente energía cinética para superar las fuerzas que las retienen en el líquido y escapan a la fase gaseosa. Al hacerlo, generan una población de moléculas en la fase de vapor por encima del líquido que produce una presión: la presión de vapor del líquido. En la situación que describimos, se generó suficiente presión para mover la tapa, lo que permitió que el vapor escapara. Sin embargo, si el vapor está contenido en un recipiente sellado, como un matraz sin ventilación, y la presión de vapor es demasiado alta, el matraz explotará (como muchos estudiantes han descubierto desgraciadamente). En esta sección, describimos la presión de vapor con más detalle y explicamos cómo determinar cuantitativamente la presión de vapor de un líquido.
Dado que las moléculas de un líquido están en constante movimiento, podemos trazar la fracción de moléculas con una energía cinética (KE) determinada frente a su energía cinética para obtener la distribución de energía cinética de las moléculas en el líquido (Figura \(\PageIndex{1}\)), al igual que hicimos para un gas. Al igual que en el caso de los gases, el aumento de la temperatura incrementa tanto la energía cinética media de las partículas de un líquido como el rango de energía cinética de las moléculas individuales. Si suponemos que se necesita una cantidad mínima de energía (\(E_0\)) para superar las fuerzas de atracción intermoleculares que mantienen unido a un líquido, entonces alguna fracción de las moléculas del líquido tiene siempre una energía cinética superior a \(E_0\). La fracción de moléculas con una energía cinética superior a este valor mínimo aumenta con el incremento de la temperatura. Cualquier molécula con una energía cinética superior a \(E_0\) tiene suficiente energía para superar las fuerzas que la mantienen en el líquido y escapar a la fase de vapor. Sin embargo, antes de que pueda hacerlo, una molécula debe estar también en la superficie del líquido, donde es físicamente posible que abandone la superficie del líquido; es decir, sólo las moléculas que se encuentran en la superficie pueden experimentar la evaporación (o vaporización), donde las moléculas ganan suficiente energía para entrar en estado gaseoso por encima de la superficie de un líquido, creando así una presión de vapor.
La atracción de las moléculas de la superficie de un líquido entre sí se denomina
Calor latenteLas sustancias que cambian de estado absorben o liberan calor como resultado de su cambio de estado, también llamado calor de transformación. Tomando 1g de hielo a 0C y convirtiéndolo en 1g de agua a 0C (el calor latente de fusión), se necesitan 336 julios de energía. La liberación de esta energía latente se produce cuando la materia pasa de un estado de alta a uno de baja energía cinética (por ejemplo, del agua a una corriente). Existen aplicaciones prácticas de la energía latente. El hielo que se derrite, por ejemplo, elimina una cantidad importante de energía de la piel, mientras que la parafina que se solidifica desprende una cantidad importante de calor, que por tanto calienta la piel.
Punto crítico de sublimaciónCuando un sólido se convierte en vapor, pasa del estado sólido al líquido sin pasar por éste. La sublimación se produce cuando el punto triple de una sustancia en su diagrama de fases está por debajo de su temperatura y presión de transición de fase endotérmica. Los puntos triples (en termodinámica) son límites de presión o temperatura en los que pueden coexistir tres fases de una sustancia al mismo tiempo. La transición de fase se produce cuando un sólido se convierte en gas sin pasar antes por un líquido. El hielo seco de un invierno es una forma gaseosa de dióxido de carbono sólido y congelado, que se sublima a una temperatura fría de -78,5 grados C (-109,3 grados F). La niebla que se ve se produce cuando el hielo seco se funde y sublima, quedando purificado. Los gases fríos como el dióxido de carbono y el aire frío y húmedo son los principales ingredientes de la niebla.La sublimación tiene muchas ventajas y algunas de ellas son:Una molécula se sublima en vapor al absorber calor, lo que proporciona la energía suficiente para superar la atracción de sus moléculas vecinas. La endotermia se refiere al proceso de cambio de estado mediante la liberación de energía. Cuando se suman la entalpía de fusión y de vaporización, se puede calcular la entalpía de sublimación (o calor de sublimación) del material.
Al disolver a en el líquido b, la presión de vapor saturada de la solución aumenta.
El proceso de evaporación en un recipiente cerrado continuará hasta que haya tantas moléculas que regresen al líquido como las que se escapen. En este punto se dice que el vapor está saturado, y la presión de ese vapor (normalmente expresada en mmHg) se llama
La evaporación ordinaria es un fenómeno de superficie: algunas moléculas tienen suficiente energía cinética para escapar. Si el recipiente está cerrado, se alcanza un equilibrio en el que un número igual de moléculas vuelve a la superficie. La presión de este equilibrio se denomina presión de vapor de saturación.
Para evaporarse, una masa de agua debe recoger el gran calor de vaporización, por lo que la evaporación es un potente mecanismo de refrigeración. La pérdida de calor por evaporación es un factor climático importante y es crucial en la refrigeración del cuerpo humano.
El punto de ebullición estándar del agua a 100°C es para la presión atmosférica estándar, 760 mmHg. La experiencia de los excursionistas de altura es que se tarda más en cocinar los alimentos en altura porque el punto de ebullición del agua es más bajo. Por otro lado, los alimentos se cocinan más rápidamente en una olla a presión porque el punto de ebullición es elevado. El aumento o la disminución de la presión en unos 28 mmHg cambiará el punto de ebullición en 1°C. Aunque la variación de la presión de vapor con la temperatura no es lineal, la variación del punto de ebullición puede aproximarse cerca de los 100°C mediante un ajuste empírico de los datos disponibles. Esto puede proporcionar la siguiente estimación del punto de ebullición:
Presión de vapor
Soy un estudiante de secundaria y estoy muy confundido en un tema sobre la “presión de vapor del líquido”. ¿Por qué un cambio en la presión atmosférica no afecta a la presión de vapor? Creo que intuitivamente la presión de vapor debería disminuir al aumentar la presión atmosférica. Digamos que tengo un recipiente abierto de agua a temperatura T y 1atm de presión y la presión de vapor a la temperatura T es P1. Ahora aumento la presión atmosférica sobre el recipiente manteniendo la misma temperatura (podemos hacerlo empujando más aire por algún medio externo hacia la superficie del líquido). Dado que una mayor presión atmosférica está empujando al líquido, ¿no significa menos evaporación y, por tanto, menos presión de vapor para la misma temperatura?
Pero por otro lado, también creo que la presión de vapor se define cuando hay un equilibrio entre la fase líquida y la fase vapor del agua y las constantes de equilibrio sólo se ven afectadas por la temperatura. Por lo tanto, si la presión de vapor cambia con un cambio en la presión externa, entonces significaría que la constante de equilibrio tendría que cambiar?
