Pressione del vapore

Quando un liquido vaporizza in un contenitore chiuso, le molecole di gas non possono fuoriuscire. Man mano che queste molecole di fase gassosa si muovono casualmente, occasionalmente collidono con la superficie della fase condensata, e in alcuni casi, queste collisioni faranno rientrare le molecole nella fase condensata. Il passaggio dalla fase gassosa al liquido è chiamato condensa. Quando la velocità di condensa diventa uguale alla velocità di vaporizzazione, né la quantità del liquido né la quantità di vapore nel contenitore cambiano. Si dice quindi che il vapore nel contenitore sia in equilibrio con il liquido. Tieni presente che questa non è una situazione statica, poiché le molecole vengono continuamente scambiate tra le fasi condensata e gassosa. Tale è un esempio di equilibrio dinamico, lo stato di un sistema in cui i processi reciproci (ad esempio, vaporizzazione e condensa) si verificano a velocità uguali.

La pressione esercitata dal vapore in equilibrio con un liquido in un contenitore chiuso ad una data temperatura è chiamata pressione di vapore del liquido (o pressione di vapore di equilibrio). L’area della superficie del liquido a contatto con un vapore e le dimensioni del recipiente non hanno alcun effetto sulla pressione di vapore, sebbene influenzino il tempo necessario per raggiungere l’equilibrio. Le identità chimiche delle molecole in un liquido determinano i tipi (e i punti di forza) delle attrazioni intermolecolari possibili; di conseguenza, diverse sostanze mostreranno diverse pressioni di vapore di equilibrio. Forze attrattive intermolecolari relativamente forti serviranno ad impedire la vaporizzazione e a favorire la “ricattura” delle molecole in fase gassosa quando si scontrano con la superficie liquida, con conseguente pressione di vapore relativamente bassa. Le deboli attrazioni intermolecolari presentano meno di una barriera alla vaporizzazione e una ridotta probabilità di riconquista del gas, producendo pressioni di vapore relativamente elevate.

Si consideri quattro composti: etanolo (CH₃CH₂OH), glicole etilenico (C₂H₆O_2),etere dietile (C₄H₁₀O) e acqua (H₂O).

L’etere dietile ha un dipolo molto piccolo, e la maggior parte delle sue attrazioni intermolecolari sono le forze di dispersione di Londra. Sebbene questa molecola sia la più grande delle quattro in esame, i suoi IMF sono i più deboli e, di conseguenza, le sue molecole fuggono più facilmente dal liquido. Ha anche la più alta pressione di vapore. A causa delle sue dimensioni più piccole, l’etanolo mostra forze di dispersione più deboli rispetto all’etere dietile. Tuttavia, l’etanolo è in grado di legare l’idrogeno e, quindi, mostra IMF complessivi più forti, il che significa che meno molecole fuggono dal liquido a una data temperatura, e quindi l’etanolo ha una pressione di vapore inferiore rispetto all’etere dietile. L’acqua è molto più piccola di una delle sostanze precedenti e mostra forze di dispersione più deboli, ma il suo esteso legame idrogeno fornisce attrazioni intermolecolari più forti, meno molecole che fuoriescono dal liquido e una pressione di vapore inferiore rispetto all’etere dietile o all’etanolo. Il glicole etilenico ha due gruppi −OH, quindi, come l’acqua, mostra un ampio legame idrogeno. È molto più grande dell’acqua e quindi sperimenta forze londinesi più grandi. I suoi IMF complessivi sono la più grande di queste quattro sostanze, il che significa che il suo tasso di vaporizzazione sarà il più lento e, di conseguenza, la sua pressione di vapore la più bassa.

Con l’aumentare della temperatura, anche la pressione di vapore di un liquido aumenta a causa dell’aumento della MEDIA KE delle sue molecole. Ricordiamo che ad ogni temperatura, le molecole di una sostanza sperimentano una gamma di energie cinetiche, con una certa frazione di molecole che hanno energia sufficiente per superare il FMI e sfuggire al liquido (vaporizzare). Ad una temperatura più elevata, una frazione maggiore di molecole ha abbastanza energia per sfuggire al liquido. La fuga di più molecole per unità di tempo e la maggiore velocità media delle molecole che fuggono contribuiscono entrambe alla maggiore pressione di vapore.

Quando la pressione di vapore aumenta abbastanza da eguagliare la pressione atmosferica esterna, il liquido raggiunge il suo punto di ebollizione. Il punto di ebollizione di un liquido è la temperatura alla quale la sua pressione di vapore di equilibrio è uguale alla pressione esercitata sul liquido dal suo ambiente gassoso. Per i liquidi in contenitori aperti, questa pressione è quella dovuta all’atmosfera terrestre. Il punto di ebollizione normale di un liquido è definito come il suo punto di ebollizione quando la pressione circostante è uguale a 1 atm (101,3 kPa). A pressioni superiori a 1 atm, il punto di ebollizione del liquido è superiore al suo normale punto di ebollizione.

Questo testo è adattato da Openstax, Chemistry 2e, Sezione 10.3: Phase Transitions.