Presión de Vapor

Cuando un líquido se evapora en un recipiente cerrado, las moléculas de gas no pueden escapar. A medida que estas moléculas en fase gaseosa se mueven aleatoriamente, chocan ocasionalmente con la superficie de la fase condensada y, en algunos casos, estas colisiones darán lugar a que las moléculas vuelvan a entrar en la fase condensada. El cambio de la fase gaseosa a la líquida se denomina condensación. Cuando la velocidad de condensación es igual a la velocidad de vaporización, no cambia ni la cantidad de líquido ni la cantidad de vapor en el recipiente. El vapor en el recipiente se dice entonces que está en equilibrio con el líquido. Tenga en cuenta que esta no es una situación estática, ya que las moléculas se intercambian continuamente entre las fases condensada y gaseosa. Tal es un ejemplo de equilibrio dinámico, el estado de un sistema en el que los procesos recíprocos (por ejemplo, la vaporización y la condensación) ocurren a velocidades iguales.

La presión ejercida por el vapor en equilibrio con un líquido en un recipiente cerrado a una temperatura determinada se denomina presión de vapor del líquido (o presión de vapor de equilibrio). El área de la superficie del líquido en contacto con un vapor y el tamaño del recipiente no tienen ningún efecto en la presión de vapor, aunque sí afectan el tiempo necesario para alcanzar el equilibrio. Las identidades químicas de las moléculas en un líquido determinan los tipos (y las fuerzas) de las atracciones intermoleculares posibles; por consiguiente, las diferentes sustancias presentarán diferentes presiones de vapor de equilibrio. Las fuerzas intermoleculares relativamente fuertes servirán para impedir la vaporización, así como para favorecer la “recaptura” de moléculas en fase gaseosa cuando colisionen con la superficie líquida, dando como resultado una presión de vapor relativamente baja. Las atracciones intermoleculares débiles presentan menos obstáculos a la vaporización y una menor probabilidad de recaptura de gas, lo que produce presiones de vapor relativamente altas.

Considere cuatro compuestos: Etanol (CH₃CH₂OH), etilenglicol (C₂H₆O₂), éter dietílico (C₄H₁₀O) y agua (H₂O).

El éter dietílico tiene un dipolo muy pequeño, y la mayoría de sus atracciones intermoleculares son fuerzas de dispersión de London. Aunque esta molécula es consideradala más grande de las cuatro moléculas consideradas, sus FIMs son las más débiles y, como resultado, sus moléculas escapan más fácilmente del líquido. También tiene la presión de vapor más alta. Debido a su tamaño más pequeño, el etanol presenta fuerzas de dispersión más débiles que el éter dietílico. Sin embargo, el etanol es capaz de unirse con hidrógeno y, por lo tanto, exhibe FIMs generales más fuertes, lo que significa que menos moléculas se escapan del líquido a cualquier temperatura dada, y por lo tanto el etanol tiene una presión de vapor más baja que el éter dietílico. El agua es mucho más pequeña que cualquiera de las sustancias anteriores y exhibe fuerzas de dispersión más débiles, pero sus extensos puentes de hidrógeno proporcionan atracciones intermoleculares más fuertes, menos moléculas que escapan del líquido, y una presión de vapor más baja que para el éter dietílico o el etanol. El etilenglicol tiene dos grupos −OH, por lo que, al igual que el agua, exhibe una extensa unión con el hidrógeno. Es mucho más grande que el agua y por lo tanto experimenta fuerzas de London mayores. Sus FIMs globales son las más grandes de estas cuatro sustancias, lo que significa que su velocidad de vaporización será la más lenta y, por consiguiente, su presión de vapor la más baja.

A medida que aumenta la temperatura, la presión de vapor de un líquido también aumenta debido al aumento de la EC promedio de sus moléculas. Recuerde que a cualquier temperatura dada, las moléculas de una sustancia experimentan una gama de energías cinéticas, con una cierta fracción de moléculas que tienen suficiente energía para superar las FIM y escapar del líquido (vaporizar). A una temperatura más alta, una mayor fracción de moléculas tiene suficiente energía para escapar del líquido. El escape de más moléculas por unidad de tiempo y la mayor velocidad media de las moléculas que escapan contribuyen a la mayor presión de vapor.

Cuando la presión de vapor aumenta lo suficiente como para igualar la presión atmosférica externa, el líquido alcanza su punto de ebullición. El punto de ebullición de un líquido es la temperatura a la que su presión de vapor de equilibrio es igual a la presión ejercida sobre el líquido por su entorno gaseoso. Para líquidos en contenedores abiertos, esta presión se debe a la atmósfera de la tierra. El punto de ebullición normal de un líquido se define como su punto de ebullición cuando la presión circundante es igual a 1 atm (101,3 kPa). A presiones superiores a 1 atm, el punto de ebullición del líquido es superior a su punto de ebullición normal.

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 10.3: Transiciones de Fase.