Grafico de la presión del vapor de agua.
La presión de vapor o más comúnmente presión de saturación es la presión a la que a cada temperatura la fase líquida y vapor se encuentran en equilibrio dinámico; su valor es independiente de las cantidades de líquido y vapor presentes mientras existan ambas. En la situación de equilibrio, las fases reciben la denominación de líquido saturado y vapor saturado.
Esta propiedad posee una relación inversamente proporcional con las Fuerzas de Atracción Intermoleculares, debido a que cuanto mayor sea el módulo de las mismas, mayor deberá ser la cantidad de energía entregada (ya sea en forma de calor u otra manifestación) para vencerlas y producir el cambio de estado.
Imaginemos una ampolla de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.
Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.
El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.
Experimentando la presión de vapor
Imaginemos una ampolla de cristal en la que se ha realizado el vacío y que se mantiene a una temperatura constante; si introducimos una cierta cantidad de líquido en su interior éste se evaporará rápidamente al principio hasta que se alcance el equilibrio entre ambas fases.
Inicialmente sólo se produce la evaporación ya que no hay vapor; sin embargo a medida que la cantidad de vapor aumenta y por tanto la presión en el interior de la ampolla, se va incrementando también la velocidad de condensación, hasta que transcurrido un cierto tiempo ambas velocidades se igualan. Llegados a este punto se habrá alcanzado la presión máxima posible en la ampolla (presión de vapor o de saturación) que no podrá superarse salvo que se incremente la temperatura.
El equilibrio dinámico se alcanzará más rápidamente cuanta mayor sea la superficie de contacto entre el líquido y el vapor, pues así se favorece la evaporación del líquido; del mismo modo que un charco de agua extenso pero de poca profundidad se seca más rápido que uno más pequeño pero de mayor profundidad que contenga igual cantidad de agua. Sin embargo, el equilibrio se alcanza en ambos casos para igual presión.
El factor más importante que determina el valor de la presión de saturación es la propia naturaleza del líquido, encontrándose que en general entre líquidos de naturaleza similar, la presión de vapor a una temperatura dada es tanto menor cuanto mayor es el peso molecular del líquido.
Experimentando la presión de vapor
Los estados de la materia
Actualmente se conocen cinco estados de la materia: sólido, líquido, gaseoso, plasma y condensado de Bose-Einstein. De entre los dos últimos, el primero viene a ser algo así como un gas en el cual hallamos átomos ionizados y electrones libres, y el segundo es un estado muy especial que sólo se da a temperaturas extremadamente bajas. Los tres primeros son los que se nos enseñan en primaria, y en ellos encontramos partículas (átomos y moléculas) conformando los cuerpos de forma más o menos ordenada, según la energía que posean y las características de esas partículas.
Todas las partículas poseen una cantidad de energía que las hace vibrar, y que está relacionada con la temperatura: cuanto más energía tengan, cuanto más velozmente se muevan, mayor será la temperatura. Partículas con baja energía y capaces de formar enlaces muy estables formarán por lo general objetos sólidos. Subiendo la temperatura, es decir, añadiendo energía (de hecho, sabemos que cuando subimos la temperatura calentamos un cuerpo. El calor es un mecanismo de transferencia de energía, no una forma de energía, y no tiene sentido hablar del calor de un cuerpo, sino del calor que un cuerpo transmite a otro) las partículas vibrarán con más fuerza, y podrán romper algunos enlaces, de modo que se desparramarán como lo hace un líquido. Las partículas de un líquido no se mueven en él de forma solitaria: siguen existiendo enlaces, pero más débiles, que en ocasiones se rompen para formarse luego otros nuevos. Subiendo la temperatura de nuevo podemos transmitir a las partículas la energía necesaria para librarse de las demás, de modo que se moverán individualmente y se dispersarán como lo hace un gas.
A pesar de que las moléculas de líquidos y gases logran una libertad de movimiento superior a las de un sólido, no dejan de interaccionar entre sí. Se mueven desordenadamente, chocando constantemente entre sí y cambiando de ese modo la dirección en la que se desplazan. No es difícil imaginar como algunas de las moléculas de un líquido se moverán hacia fuera de éste, tal vez con el impulso proporcionado por algún choque. Algunas no llegarán muy lejos: impactarán contra alguna molécula del aire y retornarán al líquido, pero otras se fugarán y conformarán lo que se llama vapor. Si calentásemos el líquido, las partículas escaparían más fácilmente, al tener más energía, y si disminuyésemos la presión externa también, pues las moléculas de líquido no se encontrarían con tantas moléculas de aire que se opusieran a su escape.
Presión de vapor
Imaginemos ahora un recipiente herméticamente cerrado en cuyo interior se ha hecho el vacío. Introducimos entonces, a través de algún conducto por el cual no puede entrar aire, agua hasta la tercera parte, o la mitad. Debido a que, como hemos visto antes, siempre hay algunas moléculas del líquido que logran escapar, y puesto que no hay moléculas de aire que puedan interponerse, rápidamente comenzará a evaporarse el agua, de modo que la presión ejercida por el vapor crecerá rápidamente, y durante un corto periodo de tiempo, tras el cual se mantendrá constante. Esta presión podría ser medida si hubiéramos acoplado al frasco algún dispositivo diseñado a tal efecto, y sería la llamada presión de vapor del agua a la temperatura a la que se hubiera efectuado el experimento.
Todas las partículas poseen una cantidad de energía que las hace vibrar, y que está relacionada con la temperatura: cuanto más energía tengan, cuanto más velozmente se muevan, mayor será la temperatura. Partículas con baja energía y capaces de formar enlaces muy estables formarán por lo general objetos sólidos. Subiendo la temperatura, es decir, añadiendo energía (de hecho, sabemos que cuando subimos la temperatura calentamos un cuerpo. El calor es un mecanismo de transferencia de energía, no una forma de energía, y no tiene sentido hablar del calor de un cuerpo, sino del calor que un cuerpo transmite a otro) las partículas vibrarán con más fuerza, y podrán romper algunos enlaces, de modo que se desparramarán como lo hace un líquido. Las partículas de un líquido no se mueven en él de forma solitaria: siguen existiendo enlaces, pero más débiles, que en ocasiones se rompen para formarse luego otros nuevos. Subiendo la temperatura de nuevo podemos transmitir a las partículas la energía necesaria para librarse de las demás, de modo que se moverán individualmente y se dispersarán como lo hace un gas.
A pesar de que las moléculas de líquidos y gases logran una libertad de movimiento superior a las de un sólido, no dejan de interaccionar entre sí. Se mueven desordenadamente, chocando constantemente entre sí y cambiando de ese modo la dirección en la que se desplazan. No es difícil imaginar como algunas de las moléculas de un líquido se moverán hacia fuera de éste, tal vez con el impulso proporcionado por algún choque. Algunas no llegarán muy lejos: impactarán contra alguna molécula del aire y retornarán al líquido, pero otras se fugarán y conformarán lo que se llama vapor. Si calentásemos el líquido, las partículas escaparían más fácilmente, al tener más energía, y si disminuyésemos la presión externa también, pues las moléculas de líquido no se encontrarían con tantas moléculas de aire que se opusieran a su escape.
Presión de vapor
Imaginemos ahora un recipiente herméticamente cerrado en cuyo interior se ha hecho el vacío. Introducimos entonces, a través de algún conducto por el cual no puede entrar aire, agua hasta la tercera parte, o la mitad. Debido a que, como hemos visto antes, siempre hay algunas moléculas del líquido que logran escapar, y puesto que no hay moléculas de aire que puedan interponerse, rápidamente comenzará a evaporarse el agua, de modo que la presión ejercida por el vapor crecerá rápidamente, y durante un corto periodo de tiempo, tras el cual se mantendrá constante. Esta presión podría ser medida si hubiéramos acoplado al frasco algún dispositivo diseñado a tal efecto, y sería la llamada presión de vapor del agua a la temperatura a la que se hubiera efectuado el experimento.
El hecho de que haya dejado de evaporarse líquido y de que la presión permanezca constante no significa, en contra de lo que pueda parecer a nivel macroscópico, que ya no ocurre nada en el sistema. En realidad se ha alcanzado un equilibrio dinámico, en el cual constantemente moléculas de vapor vuelven a caer al líquido, y moléculas de líquido escapan integrándose en el vapor. Por otro lado, el detalle de la temperatura es muy importante: como se explicó antes, a mayor temperatura, más energía, y cuanto mayor es la energía de las moléculas o átomos de gas, mayor será la presión que podrán ejercer, es decir, la presión de vapor. En el nivel del mar, la temperatura del punto de ebullición de un líquido es aquella necesaria lograr que su presión de vapor sea una atmósfera, que es la presión que ejerce el aire a ese nivel. A una gran altitud, la presión de vapor necesaria para la ebullición se situará por debajo de la atmósfera (pues el peso del aire es menor) y bastará con una temperatura más baja para lograrla.
Experimentando
Si ahora disolvemos un soluto no volátil en un líquido, sus moléculas dificultarán la evaporación de las del disolvente. Sin embargo, las moléculas de vapor no tendrán ningún problema para reintegrarse al líquido al mismo ritmo que lo hacían antes. De este modo, el equilibrio dinámico alcanzado antes, en el que había moléculas que escapaban y moléculas que volvían con la misma frecuencia, se rompe. Ahora son más las moléculas que vuelven que las que se van, de modo que la disolución tomará más vapor del que desprende, descendiendo así la presión de vapor hasta el punto en el que se restituya el equilibrio. Esto se puede comprobar realizando un sencillo experimento que hice en mi casa este verano: se toman dos vasos pequeños (yo usé dos minúsculas fiambreritas de plástico) y se llena uno de ellos hasta más o menos la mitad con agua (en mi caso utilicé agua de grifo), al que llamaremos A, y el otro con una disolución de agua y algún disolvente no volátil, al que llamaremos B. Yo usé una disolución saturada de sal de cocina, pero probablemente el azúcar sea una buena opción. Se hace una pequeña marca en el nivel de ambos y se colocan en un recipiente cerrado, tras lo cual deberemos esperar durante bastante tiempo para apreciar cambios; de hecho, la diferencia que se puede observar en la fotografía entre los dos recipientes que empleé no se alcanzó hasta pasado el mes y pico. Por otro lado, no es difícil darse cuenta de que la diferencia entre ambos no es la misma. Esto puede deberse a diversas imperfecciones del experimento, pero en cualquier caso se aprecia el resultado del fenómeno que se explica a continuación.
Experimentando
Si ahora disolvemos un soluto no volátil en un líquido, sus moléculas dificultarán la evaporación de las del disolvente. Sin embargo, las moléculas de vapor no tendrán ningún problema para reintegrarse al líquido al mismo ritmo que lo hacían antes. De este modo, el equilibrio dinámico alcanzado antes, en el que había moléculas que escapaban y moléculas que volvían con la misma frecuencia, se rompe. Ahora son más las moléculas que vuelven que las que se van, de modo que la disolución tomará más vapor del que desprende, descendiendo así la presión de vapor hasta el punto en el que se restituya el equilibrio. Esto se puede comprobar realizando un sencillo experimento que hice en mi casa este verano: se toman dos vasos pequeños (yo usé dos minúsculas fiambreritas de plástico) y se llena uno de ellos hasta más o menos la mitad con agua (en mi caso utilicé agua de grifo), al que llamaremos A, y el otro con una disolución de agua y algún disolvente no volátil, al que llamaremos B. Yo usé una disolución saturada de sal de cocina, pero probablemente el azúcar sea una buena opción. Se hace una pequeña marca en el nivel de ambos y se colocan en un recipiente cerrado, tras lo cual deberemos esperar durante bastante tiempo para apreciar cambios; de hecho, la diferencia que se puede observar en la fotografía entre los dos recipientes que empleé no se alcanzó hasta pasado el mes y pico. Por otro lado, no es difícil darse cuenta de que la diferencia entre ambos no es la misma. Esto puede deberse a diversas imperfecciones del experimento, pero en cualquier caso se aprecia el resultado del fenómeno que se explica a continuación.
Lo que ocurre es que la presión de vapor del agua de grifo es superior a la presión de vapor de la disolución saturada y, por tanto, la concentración de moléculas de vapor necesaria para que A y B estén en equilibrio es distinta para ambos. Y tanto A como B intentarán que esa concentración sea la necesaria para mantener su propio equilibrio. Supongamos por un momento que la concentración moléculas de vapor tenga un valor intermedio al necesario para lograr el equilibrio de A y B. Que sea una concentración superior a la que necesita B e inferior a la que necesita A. Lo que hará A entonces será empezar a desprenderse de sus propias moléculas, para aumentar así la concentración. Sin embargo, al mismo tiempo, B estará absorbiendo moléculas de vapor, tratando de disminuirla. Poco a poco, el nivel de A irá bajando, pues se estará evaporando en sus esfuerzos por alcanzar el equilibrio, y B irá subiendo, pues no cesará de tomar moléculas con el mismo objetivo, moléculas que, en cierto modo, le cederá A.
Concursando en la tele
Podría servir la siguiente analogía para explicarlo: imaginad que estáis en uno de esos estúpidos concursos de la tele en los que se someten a los concursantes a ridículas pruebas que más bien parecen juegos infantiles con el aliciente de ganar un coche o un viaje con todos los gastos pagados. Os meten en un bidón de plástico que os llega hasta la cintura, lleno de unas pequeñas y pesadas bolas de plástico que representarían las moléculas de agua, y hacen lo mismo con vuestro adversario, al cual le sacáis unos cuantos kilos. Ambos bidones están sobre unas básculas que marcan el peso de estos. El peso podría ser análogo a la presión de vapor del experimento. Puesto que vuestro contrincante pesa menos, su presión de vapor será menor, de modo que él será la disolución saturada y a vosotros os habrá tocado el soso papel de agua de grifo.
Entre los dos bidones hay un enorme cuenco, en cuyo interior hay algunas bolas, de modo que pesa menos que vuestro dispositivo y más que el del otro, y tendréis que arrojar bolas dentro de él, o sacarlas, para lograr igualar el peso de vuestros respectivos bidones con el del cuenco. Estas bolas serían análogas a las moléculas de vapor, y su peso a la presión que ejercen sobre los bidones (que no se corresponde con sus respectivas presiones de vapor). Comienza la cuenta atrás, y mientras el público vocifera animando a su favorito y el presentador describe con frases inconexas el desarrollo de la prueba, utilizando un vocabulario limitado y vulgar, vosotros os dedicáis a descargar vuestro bidón de bolas para reducir el peso, arrojándolas al cuenco para aumentar el suyo. Pero vuestro ruin adversario coge las bolas del cuenco, para diminuir el peso de éste, y las introduce en su propio recipiente, para aumentarlo e intentar también equilibrar los pesos, de modo que poco a poco lo va llenando mientras vosotros véis como el vuestro se vacía.
Lo mismo ocurre con los dos vasos, A y B. Y si los dejáis el tiempo suficiente, varios meses, A se vaciará por completo y B tomará toda su agua, suponiendo que quepa. Es un experimento sencillo y, si realizáis el montaje con mimo, podéis dejarlo en un lugar visible a modo de elemento decorativo. Así que no tenéis excusas.
Para poder entender muchos fenómenos que suceden en la vida diaria hay que conocer lo que es la Presión de Vapor.
Para simplificar e ilustrar utilicemos el esquema que sigue:
En el dibujo se representa un recipiente cerrado, lleno parcialmente de un líquido (azul).
Este líquido como toda sustancia está constituido por moléculas (bolitas negras), que están en constante movimiento al azar en todas direcciones. Este movimiento errático, hace que se produzcan choques entre ellas, de estos choques las moléculas intercambian energía, tal y como hacen las bolas de billar al chocar; algunas aceleran, mientras otras se frenan.En este constante choque e intercambio de energía, algunas moléculas pueden alcanzar tal velocidad, que si están cerca de la superficie pueden saltar del líquido (bolitas rojas) al espacio cerrado exterior como gases. A este proceso de conversión lenta de los líquidos a gases se les llama evaporación.A medida que mas y mas moléculas pasan al estado de vapor, la presión dentro del espacio cerrado sobre el líquido aumenta, este aumento no es indefinido, y hay un valor de presión para el cual por cada molécula que logra escapar del líquido necesariamente regresa una de las gaseosas a él, por lo que se establece un equilibrio y la presión no sigue subiendo. Esta presión se conoce como Presión de Vapor Saturado.
La presión de vapor saturado depende de dos factores:
La naturaleza del líquido
La temperatura
Influencia de la naturaleza del líquido
El valor de la presión de vapor saturado de un líquido, da una idea clara de su volatilidad, los líquidos mas volátiles (éter, gasolina, acetona etc) tienen una presión de vapor saturado mas alta, por lo que este tipo de líquidos, confinados en un recipiente cerrado, mantendrán a la misma temperatura, un presión mayor que otros menos volátiles. Eso explica porqué, a temperatura ambiente en verano, cuando destapamos un recipiente con gasolina, notamos que hay una presión considerable en el interior, mientras que si el líquido es por ejemplo; agua, cuya presión de vapor saturado es mas baja, apenas lo notamos cuando se destapa el recipiente.
Influencia de la temperatura
Del mismo modo, habremos notado que la presión de vapor de saturación crece con el aumento de la temperatura, de esta forma si colocamos un líquido poco volátil como el agua en un recipiente y lo calentamos, obtendremos el mismo efecto del punto anterior, es decir una presión notable al destaparlo.
La relación entre la temperatura y la presión de vapor saturado de las sustancias, no es una linea recta, en otras palabras, si se duplica la temperatura, no necesariamente se duplicará la presión, pero si se cumplirá siempre, que para cada valor de temperatura, habrá un valor fijo de presión de vapor saturado para cada líquido.
La explicación de este fenómeno puede se basa en el aumento de energía de la moléculas al calentarse.
Cuando un líquido se calienta, estamos suministrándole energía.
Esta energía se traduce en aumento de velocidad de las moléculas que lo componen, lo que a su vez significa, que los choques entre ellas serán mas frecuentes y violentos.
Es fácil darse cuenta entonces, que la cantidad de moléculas que alcanzarán suficiente velocidad para pasar al estado gaseoso será mucho mayor, y por tanto mayor también la presión.
Punto de ebullición
El efecto de evaporación explicado hasta aquí; donde para cada valor de temperatura, se establece un equilibrio entre las moléculas que abandonan el líquido desde su superficie como gases y las que regresan a él para dar un valor presión, se cumple de igual modo aunque la naturaleza del gas que está estableciendo la presión sea otro diferente a los vapores del propio líquido.Veamos: supongamos que tenemos un líquido confinado a un recipiente abierto como se muestra, en este caso sobre el líquido actúa el aire a la presión de la atmósfera, si esta presión es mayor que la presión de vapor saturado del líquido a esa temperatura, la evaporación será muy lenta, y se deberá básicamente, a que siempre en el incesante choque entre ellas, alguna de manera esporádica, alcanzará la energía suficiente para pasar al estado gaseoso con la posibilidad de abandonar el recipiente, especialmente si hay alguna corriente de gases que la arrastre.
Si comenzamos a incrementar la temperatura del sistema, cada vez será mayor la cantidad de moléculas que lo abandonen y se irá incrementando gradualmente la evaporación.
Cuando se alcance una temperatura tal, para la cual, el valor de la presión de vapor saturado del líquido en cuestión, sea igual al valor de la presión atmosférica, la evaporación se producirá en toda la masa del líquido, se dice entonces que el líquido entra en ebullición (hierbe).
Si se ha comprendido hasta aquí podemos ahora definir el punto de ebullición como:
El valor de la temperatura para la cual la presión de vapor saturado de un líquido cualquiera, alcanza la presión a que está sometido.
Se puede deducir fácilmente que el punto de ebullición de un líquido dependerá de la presión a que esté sometido y será mas bajo para bajas presiones y mas alto para el caso contrario.
Este fenómeno se aprovecha en la práctica para muchas aplicaciones, algunas tan simples como la conocida olla a presión, y otras tan complejas e importantes como las grandes calderas de vapor, las máquinas refrigeradoras o la producción de aire líquido.
A continuacion mostramos un video de presion de vapor.
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