Equilibrio de Fases

Las moléculas pueden escapar de la superficie de un lìquido hacia la fase gaseosa por vaporización o por evaporación.  Supongamos que se realiza un experimento en el que se coloca cierta cantidad de etanol, en un recipiente cerrado y evacuado.  El etanol comenzará a evaporarse rápidamente.  En consecuencia la presión ejercida por el vapor en el espacio arriba del líquido comenzará a aumentar.  Después de un tiempo corto, la presión del vapor alcanzará un valor constante, que denominamos presión de vapor de la sustancia.    Las moléculas de un líquido se mueven a diferentes velocidades.  En un instante dado, algunas de las moléculas que están en la superficie del líquido poseen suficiente energía para escapar de las fuerzas de atracción de sus vecinas.Cuanto más débiles son las fuerzas de atracción, mayor es el número de moléculas que pueden escapar hacia la fase gaseosa y por lo tanto mayor es la presión de vapor.   A cualquier temperatura dada tiene lugar un movimiento continuo de moléculas de la fase líquida a la fase gaseosa.  Sin embargo, al aumentar el número de moléculas en la fase gaseosa aumenta la probabilidad de que una molécula de la fase gaseosa choque con la superficie del líquido y quede ahí.  En algún momento, la frecuencia con la que las moléculas regresan al líquido es igual a la frecuencia con la que escapan.  El número de moléculas en la fase gaseosa llega a un valor estable y la presión de vapor se hace constante.

Fuente.  Brown T.  Química la Ciencia Central.  7ma edición.  México.  Pearson Ed.  2000

La Presión de Vapor y la Temperatura.

La presión de vapor en los líquidos crece rápidamente al aumentar la temperatura; así, cuando la presión de vapor es igual a 1 atmósfera, el líquido se encuentra en su punto de ebullición ya que el vapor, al vencer la presión exterior, se puede formar en toda la masa del líquido y no sólo en su superficie. 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 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.

Fuente.  Whitten K. Química. Octava Edición.  México.  Cengage Ed.  2008

Puntos de Ebullición.

Cuando se suministra energía calorífica a un líquido, se produce un incremento de la energía cinética de sus moléculas y aumenta la temperatura del líquido; el calentamiento de un líquido siempre hace que aumente la presión de vapor y cuando un líquido se calienta a una temperatura lo suficientemente alta, a una presión dada (por lo común la atmosférica), comienzan a formarse burbujas de vapor en el seno del líquido.   Si la presión de vapor del interior de las burbujas es menor que la presión sobre la superficie del líquido, las burbujas se rompen tan pronto como se forman, pero si la temperatura aumenta lo indispensable, la presión de vapor es suficiente para que las burbujas persistan, suban a la superficie y se rompan arrojando vapor al aire.  Este proceso recibe el nombre de ebullición y es diferente de la evaporación.  El punto de Ebullición de un líquido es la temperatura a la cual la presión de vapor iguala a la presion externa; el punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual su presión de vapor es exactamente igual a una atmósfera. 

Fuente Chang  R.  Química.  Sexta Edición.  México.  Mc Graw Hill.  2000.

  

¿Qué es la Vaporización y como se produce?