Immagina una piccola pozza d'acqua. Nel tempo, le molecole d'acqua che si trovano in superficie inizieranno ad evaporare e questo continuerà fino a quando tutto il liquido non si trasformerà in uno stato di vapore.
Ora considera una bottiglia d'acqua semisigillata. Anche dopo molte ore osserviamo che il volume dell'acqua all'interno della bottiglia non cambia. È possibile allora che in sistemi chiusi come questo l'evaporazione non avvenga come in un sistema aperto?
In realtà, si si verifica, perché l'evaporazione è quando alla fine le molecole di superficie raggiungono energia cinetica sufficiente per rompersi i legami intermolecolari (legami idrogeno) e si rompono, fuoriuscendo dal liquido e diventando vapore. All'interno della bottiglia questo accade alle molecole d'acqua di superficie.
Tuttavia, arriva un momento in cui questo vapore raggiunge la saturazione, cioè un punto massimo in cui non è più possibile trattenere più molecole allo stato di vapore. Pertanto, alcune molecole iniziano a passare attraverso il processo inverso, che è la liquefazione, tornando alla massa liquida.
In questo modo, a equilibrio dinamicoPertanto, se una molecola passa allo stato di vapore, immediatamente un'altra molecola passa allo stato liquido. Poiché questo fenomeno si verifica ininterrottamente e non possiamo vedere le molecole d'acqua, ci sembra che il sistema sia fermo. Ma in realtà il volume non cambia perché la quantità di liquido che evapora è la stessa quantità di vapore che si condensa.
Il vapore all'interno di un sistema chiuso, come in questa bottiglia con tappo, esercita una pressione sulla superficie del liquido. Così, quanto più vapore possibile esercita Ilpressione massima del vapore.
Questa pressione massima di vapore varia da liquido a liquido e anche con la temperatura. La pressione di vapore massima dell'acqua, ad esempio, è molto inferiore alla pressione di vapore massima dell'etere alla stessa temperatura. Questo perché le interazioni intermolecolari dell'etere sono molto più deboli di quelle tra le molecole d'acqua. Pertanto, è più facile interrompere le interazioni tra le molecole di etere.
Questo ci mostra che maggiore è la pressione massima di vapore di un liquido, più volatile è. Ecco perché se mettiamo acqua ed etere in due bicchieri separati, dopo un po' vedremo che il volume dell'etere è diminuito molto più di quello dell'acqua, in quanto più volatile.
Parliamo ora dell'influenza della temperatura sulla pressione massima di vapore di un liquido. Alla temperatura di 20°C, la pressione massima del vapore acqueo è pari a 17,535 mmHg; a 50°C passa a 98,51 mmHg; a 100ºC, è 760 mmHg.
Questo ci mostra che la massima tensione di vapore è proporzionale alla variazione di temperatura ed inversamente proporzionale all'intensità delle interazioni intermolecolari.
Un altro fattore interessante è che, a 100°C, la pressione massima del vapore acqueo è pari alla pressione atmosferica, cioè 760 mmHg o 1 atm (a livello del mare). Ecco perché l'acqua bolle a questa temperatura, poiché il vapore riesce a vincere la pressione esercitata sulla superficie del liquido dai gas presenti nell'aria atmosferica.
Un altro punto importante è che se aggiungiamo un soluto non volatile a un liquido, la sua massima pressione di vapore diminuirà a causa delle interazioni tra le particelle di soluto e le molecole d'acqua. questo è un comproprietà chiamata tonoscopia o tonometria. Vedi di più su questo negli articoli correlati di seguito.
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Fonte: Scuola Brasile - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pressao-maxima-vapor.htm
