Presion de vapor y punto de ebullicion

Presion de vapor y punto de ebullicion

Punto de ebullición del agua

Casi todos hemos calentado alguna vez un cazo de agua con la tapa puesta y poco después hemos oído el ruido de la tapa al sonar y el agua caliente al derramarse 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 retienen 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.

Presión de vapor saturado

La ebullición es el proceso por el que un líquido se convierte en vapor cuando se calienta hasta su punto de ebullición. El cambio de fase líquida a fase gaseosa se produce cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión atmosférica ejercida sobre el mismo. La ebullición es un cambio físico y las moléculas no se alteran químicamente durante el proceso.

El punto de ebullición es la temperatura a la que se produce la ebullición de un líquido concreto. Por ejemplo, para el agua, el punto de ebullición es de 100ºC a una presión de 1 atm. El punto de ebullición de un líquido depende de la temperatura, la presión atmosférica y la presión de vapor del líquido. Cuando la presión atmosférica es igual a la presión de vapor del líquido, comienza la ebullición.

Cuando se produce la ebullición, las moléculas más energéticas se transforman en gas, se dispersan y forman burbujas. Éstas suben a la superficie y entran en la atmósfera. Se necesita energía para pasar de líquido a gas (véase la entalpía de vaporización). Además, las moléculas de gas que salen del líquido eliminan energía térmica del mismo. Por lo tanto, la temperatura del líquido permanece constante durante la ebullición. Por ejemplo, el agua permanecerá a 100ºC (a una presión de 1 atm o 101,3 kPa) mientras hierve. Un gráfico de la temperatura frente al tiempo para el agua que pasa de líquido a gas, llamado curva de calentamiento, muestra una temperatura constante mientras el agua está hirviendo.

Presión de vapor de los disolventes

Casi todos hemos calentado alguna vez un cazo con agua con la tapa puesta y, poco después, hemos oído el ruido de la tapa 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 retienen 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 presión de vapor y la superficie…

Para preparar unos espaguetis suficientemente empapados en la cima del monte Everest, es posible que quieras llevar sal además de un hornillo. ¿Por qué no azúcar?  Además de las consideraciones sobre el brote de tase (a menos que seas Buddy el Duende…) el azúcar (como no electrolito) tiene menos poder de elevación del punto de ebullición.

La VAPORIZACIÓN es pasar de un LÍQUIDO a un GAS. Ocurre cuando las moléculas líquidas tienen suficiente energía para vibrar lo suficiente como para liberarse de las FUERZAS INTERMOLECULARES (FIM) atractivas que las «pegan» a las moléculas vecinas. PERO para seguir siendo un gas, una molécula también tiene que «empujar» las partículas circundantes para tener suficiente espacio para moverse y evitar ser arrastrada de nuevo (CONDENSACIÓN (GAS a LÍQUIDO))

La «fuerza de empuje» del gas puede describirse como su PRESIÓN DE VAPOR y cuantas más moléculas de gas empujen, mayor será la presión de vapor. Por encima de una temperatura llamada PUNTO DE EBULLICIÓN (p.e.), la presión de vapor es lo suficientemente fuerte como para alejar cualquier presión externa y seguir siendo un gas.

Hora de la visualización.  Imagina un sistema cerrado, en el que las moléculas se evaporan de la superficie de un líquido, pero sólo pueden recorrer un trecho antes de ser bloqueadas por una tapa. Las moléculas evaporadas empujan contra la tapa y si hubiera suficientes moléculas de gas, producirían suficiente PRESIÓN DE VAPOR para empujar a través de esa tapa y escapar.    PERO la tapa es demasiado fuerte porque las moléculas de un SÓLIDO están fuertemente unidas y no quieren moverse.

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