Imaginați-vă un mic bazin de apă. În timp, moleculele de apă care se află la suprafață vor începe să se evapore și acest lucru va continua până când tot lichidul se transformă într-o stare de vapori.
Acum ia în considerare o sticlă de apă pe jumătate sigilată. Chiar și după multe ore, observăm că volumul de apă din sticlă nu se modifică. S-ar putea ca în sistemele închise ca această evaporare să nu aibă loc ca într-un sistem deschis?
De fapt, da apare, deoarece evaporarea se produce atunci când moleculele de suprafață ating suficientă energie cinetică pentru a se sparge legăturile intermoleculare (legături de hidrogen) și se rup, scăpând din lichid și devenind vapori. În interiorul sticlei acest lucru se întâmplă cu moleculele de apă de suprafață.
In orice caz, vine un moment în care acest vapor ajunge la saturație, adică un punct maxim în care nu mai este posibil să dețină mai multe molecule în stare de vapori. Astfel, unele molecule încep să treacă prin procesul invers, care este lichefierea, revenind la masa lichidă.
În acest fel, a echilibru dinamicPrin urmare, dacă o moleculă intră în stare de vapori, imediat o altă moleculă intră în stare lichidă. Deoarece acest fenomen are loc non-stop și, deoarece nu putem vedea moleculele de apă, ni se pare că sistemul este oprit. Dar, de fapt, volumul nu se schimbă deoarece cantitatea de lichid care se evaporă este aceeași cantitate de vapori care se condensează.
Vaporii dintr-un sistem închis, cum ar fi în această sticlă cu capac, exercită presiune pe suprafața lichidului. Prin urmare, exercită cât mai mult abur presiunea maximă a aburului.
Această presiune maximă a vaporilor variază de la lichid la lichid și, de asemenea, cu temperatura. Presiunea maximă de vapori a apei, de exemplu, este mult mai mică decât presiunea maximă de vapori a eterului la aceeași temperatură. Acest lucru se datorează faptului că interacțiunile intermoleculare ale eterului sunt mult mai slabe decât cele dintre moleculele de apă. Prin urmare, este mai ușor să rupem interacțiunile dintre moleculele de eter.
Acest lucru ne arată că cu cât presiunea maximă de vapori a unui lichid este mai mare, cu atât este mai volatilă. De aceea, dacă punem apă și eter în două pahare separate, după un timp vom vedea că volumul eterului a scăzut mult mai mult decât cel al apei, deoarece este mai volatil.
Acum să vorbim despre influența temperaturii asupra presiunii maxime a vaporilor unui lichid. La o temperatură de 20 ° C, presiunea maximă a vaporilor de apă este egală cu 17,535 mmHg; la 50 ° C se schimbă la 98,51 mmHg; la 100ºC, este de 760 mmHg.
Acest lucru ne arată că presiunea maximă a vaporilor este proporțională cu variația temperaturii și invers proporțională cu intensitatea interacțiunilor intermoleculare.
Un alt factor interesant este că, la 100 ° C, presiunea maximă a vaporilor de apă este egală cu presiunea atmosferică, adică 760 mmHg sau 1 atm (la nivelul mării). De aceea apa fierbe la această temperatură, deoarece aburul reușește să depășească presiunea exercitată pe suprafața lichidului de către gazele din aerul atmosferic.
Un alt punct important este că, dacă adăugăm un dizolvat non-volatil la un lichid, presiunea sa maximă de vapori va scădea datorită interacțiunilor dintre particulele dizolvate și moleculele de apă. acesta este un proprietate comună apel tonoscopie sau tonometrie. Vedeți mai multe despre acest lucru în articolele aferente de mai jos.
De Jennifer Fogaça
Absolvent în chimie
Sursă: Școala din Brazilia - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pressao-maxima-vapor.htm