Presiunea de vapori

Imaginea arată stabilirea unui echilibru lichid - gazos într-un sistem deschis : creșterea cantității de molecule care suferă o tranziție în faza gazoasă, cu difuzia lor în aer, care va rezulta, va tinde să crească presiunea de vapori exercitată.

Presiunea vaporilor (sau presiunea vaporilor sau mai bine presiunea saturată a vaporilor ^[1] ) a unei substanțe este presiunea exercitată de vaporii substanței asupra fazei condensate ( solide sau lichide ) a aceleiași substanțe atunci când aceste faze sunt în condiții de echilibru termodinamice între ele într-un sistem închis, adică în condiții de abur saturat .

Din punct de vedere fizic, presiunea vaporilor poate fi interpretată ca rezultatul tendinței unei anumite substanțe de a trece de la faza condensată la faza gazoasă (adică la evaporare sau sublimare).

Fiind o presiune , în sistemul internațional presiunea vaporilor este măsurată în pascali .

Presiunea vaporilor poate fi definită în termeni de presiune absolută sau presiune relativă (cu referire la presiunea atmosferică ). În ambele cazuri, semnificația fizică este identică, dar valoarea numerică asociată cu această cantitate se schimbă.

Substanțele caracterizate printr-o presiune ridicată a vaporilor în condiții normale sunt numite „volatile”, în timp ce cele caracterizate printr-o presiune scăzută a vaporilor în condiții normale sunt numite „fierbere ridicată”.

Presiunea parțială a vaporilor

Dacă mai multe substanțe sunt amestecate împreună, o presiune parțială a vaporilor poate fi definită pentru fiecare componentă a amestecului.

Presiunea parțială a vaporilor fiecărui component este legată de presiunea vaporilor din întregul amestec prin legea lui Raoult .

Starea termodinamică a vaporilor saturați

Dacă o anumită substanță lichidă este plasată într-un recipient etanș în care s-a obținut anterior vidul și care este menținut la o temperatură constantă , concentrația moleculelor acestei substanțe în faza aeriformă crește mai întâi, datorită evaporării și apoi, a atins o anumită valoare, care depinde numai de natura substanței și de temperatură , rămâne constantă în timp .

În această stare cele două faze sunt în echilibru și vorbim de „ abur saturat ”.

În acest caz, echilibrul este de natură dinamică deoarece, în timpul acestei faze de stabilitate macroscopică aparentă între lichid și vapori, la nivel microscopic continuă să aibă loc două procese opuse cu aceeași viteză: pe de o parte, un anumit număr de molecule , în unitatea de timp, trece de la lichid la faza gazoasă (evaporare) dar în aceeași unitate de timp un număr egal de molecule trece de la starea gazoasă la starea lichidă ( condensare ).

Presiunea vaporilor saturați a unui lichid crește odată cu creșterea temperaturii, deoarece moleculele dobândesc treptat o energie cinetică mai mare și au astfel o tendință mai mare de evaporare.

Evaporare și fierbere

Evaporarea este o tranziție de fază lichid-vapori care are loc la suprafața unui lichid, atâta timp cât presiunea de vapori a lichidului este mai mare decât presiunea de vapori din mediu (aceasta din urmă în vid este zero, în atmosferă este parțială presiunea componentei atmosferice constituită de vaporii lichidului etc.); acest fenomen este posibil numai în condiții de neechilibru al sistemului.

De fapt, dacă puneți lichid într-un recipient deschis către atmosferă, chiar și în condiții de temperatură constantă, veți vedea că volumul de lichid din recipient va scădea în timp, deși încet. Acest lucru se datorează faptului că moleculele care trec în starea de vapori au un spațiu potențial infinit în care să rămână, adică întreaga atmosferă, astfel încât nu vor reveni niciodată în starea lichidă. Adică, presiunea parțială din atmosferă nu se schimbă din cauza volumului enorm disponibil în întreaga atmosferă, deoarece echilibrul de fază este atins atunci când presiunea parțială a vaporilor este egală cu presiunea de vapori a lichidului, într-un sistem ( recipient) nu se ajunge niciodată, apoi apa se evaporă complet. Mările și oceanele nu se epuizează deoarece apa pierdută prin evaporare revine la ele sub formă de ploaie sau prin râuri.

Dacă lichidul este plasat într-un recipient închis, se vede că lichidul scade până la atingerea echilibrului de fază în care presiunea parțială a vaporilor de deasupra lichidului este egală cu presiunea de vapori a lichidului.

Presiunea vaporilor crește odată cu temperatura. Când presiunea vaporilor este egală cu presiunea ambiantă, trecerea de la lichid la vapori poate avea loc în orice punct al masei lichide, cu formarea de bule de vapori care se ridică tumultuos la suprafață: are loc fierberea . În aceste condiții, echilibrul de fază nu este atins într-un vas deschis până când tot lichidul nu devine vapor.

Temperatura la care presiunea vaporilor coincide cu cea atmosferică este, prin urmare, temperatura de fierbere . De exemplu, din tendința de presiune a vaporilor de apă saturați, în funcție de temperatură, se poate observa că la 100 ° C presiunea vaporilor este atmosferică.

De exemplu, presiunea vaporilor saturati ^{[ este presiunea vaporilor saturati ?! Mai mult, nu este clar cum un exemplu de mai sus ]} de fier lichid la o temperatură de 1 808 K este de 7,02 Pa: aceasta înseamnă că fierul lichid va începe să se evapore până când vaporii de fier ating o presiune de 7, 02 Pa și din acel moment fierul se va opri aparent din evaporare (sau mai bine zis: numărul de atomi de fier care vor trece de la lichid la starea gazoasă va fi egal cu numărul de atomi de fier care vor trece de la starea gazoasă la starea lichidă).

Legea presiunilor parțiale a gazelor nu se aplică vaporilor de gaz (și nu gazelor adecvate), deoarece presiunea lor nu depinde de volum, ci de temperatura lor.

Determinarea presiunii vaporilor

Același subiect în detaliu: ecuația lui Antoine .

Valoarea presiunii vaporilor poate fi ușor obținută folosind o formulă care corelează această presiune cu o anumită temperatură (exprimată în grade Celsius ), cu această formulă valoarea presiunii (în mBar) în care, la o anumită temperatură, este determinată apa fierbe:

P_{acqua}^{o}=6{,}11\cdot 10^{7{,}5\cdot T \over 237{,}7+T}

{\ displaystyle P_ {apă} ^ {o} = 6 {,} 11 \ cdot 10 ^ {7 {,} 5 \ cdot T \ over 237 {,} 7 + T}}

{\ displaystyle P_ {apă} ^ {o} = 6 {,} 11 \ cdot 10 ^ {7 {,} 5 \ cdot T \ over 237 {,} 7 + T}}

In care:

$P_{acqua}^{o}$ ${\ displaystyle P_ {apă} ^ {o}}$ $P ^ o_ {apă}$ este presiunea de vapori a apei în mBar
T este temperatura în ° C

În cazul mai general al unei componente pure, dependența presiunii vaporilor de temperatură poate fi calculată din ecuația Antoine:

\log P^{o}=A-{\frac {B}{C+T}}

{\ displaystyle \ log P ^ {o} = A - {\ frac {B} {C + T}}}

\ log P ^ o = A - \ frac {B} {C + T}

in care:

P ° este presiunea de vapori a componentului pur
T este temperatura
A , B și C sunt constante care depind de natura componentei, obținute experimental.

Presiunea vaporilor poate fi găsită experimental folosind un aparat numit izoteniscop . ^[2]

Efectul variației presiunii aplicate

În condiții de echilibru, din punct de vedere termodinamic , potențialul chimic al fazei lichide trebuie să fie egal cu cel al fazei de vapori. Prin urmare, pentru o variație infinitesimală a potențialului unei faze, pentru ca condiția de echilibru să fie menținută, este necesar să corespundă o variație egală a potențialului celei de-a doua faze. Modificarea potențialului chimic pentru faza lichidă, în condiții de temperatură constantă, este de

d\mu (l)=V_{m}(l)dP

{\ displaystyle d \ mu (l) = V_ {m} (l) dP}

d \ mu (l) = V_m (l) dP

unde este $V_{m}(l)$ ${\ displaystyle V_ {m} (l)}$ $V_m (l)$ este volumul molar al fazei lichide.

În mod similar, pentru potențialul fazei de vapori, întotdeauna în condiții de temperatură constantă, se obține

d\mu (g)=V_{m}(g)dp

{\ displaystyle d \ mu (g) ​​= V_ {m} (g) dp}

d \ mu (g) ​​= V_m (g) dp

care prin obținerea volumului molar din legea gazelor perfecte devine

d\mu (g)={\frac {RTdp}{p}}

{\ displaystyle d \ mu (g) ​​= {\ frac {RTdp} {p}}}

d \ mu (g) ​​= \ frac {RTdp} {p}

.

Egalizarea variațiilor potențiale ale celor două faze și integrarea între valoarea normală a presiunii de vapori $p*$ ${\ displaystyle p *}$ $p *$ iar noua presiune de vapori p, se obține

RT\int _{p*}^{p}{\frac {dp}{p}}=\int _{p*}^{p}V_{m}(l)dP

{\ displaystyle RT \ int _ {p *} ^ {p} {\ frac {dp} {p}} = \ int _ {p *} ^ {p} V_ {m} (l) dP}

RT \ int_ {p *} ^ p \ frac {dp} {p} = \ int_ {p *} ^ p V_m (l) dP

care rearanjare devine

\int _{p*}^{p}{\frac {dp}{p}}={\frac {V_{m}(l)}{RT}}\int _{p*}^{p}dP

{\ displaystyle \ int _ {p *} ^ {p} {\ frac {dp} {p}} = {\ frac {V_ {m} (l)} {RT}} \ int _ {p *} ^ { p} dP}

\ int_ {p *} ^ p \ frac {dp} {p} = \ frac {V_m (l)} {RT} \ int_ {p *} ^ p dP

care prin rezolvare oferă relația finală care leagă presiunea vaporilor de presiunea exercitată, exprimată matematic prin ecuație

\ln {\frac {p}{p*}}={\frac {V_{m}(l)}{RT}}\Delta P

{\ displaystyle \ ln {\ frac {p} {p *}} = {\ frac {V_ {m} (l)} {RT}} \ Delta P}

\ ln \ frac {p} {p *} = \ frac {V_m (l)} {RT} \ Delta P

.

Notă

^ Termenul „presiune de vapori saturați” este mai potrivit deoarece, pe lângă faptul că subliniază că această presiune este relativă doar la vapori, indică și starea de saturație a vaporilor, care este fundamentală în definiția acestui termen.
^ Silvestroni , p. 211 .

Bibliografie

Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .
Peter Atkins, Chimie fizică , ediția a VIII-a, OUP, 2006, ISBN 0-19-870072-5 .

Elemente conexe

linkuri externe

( EN ) Presiunea vaporilor / Presiunea vaporilor (altă versiune) / Presiunea vaporilor (altă versiune) , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Controlul autorității	LCCN (EN) sh85142070 · GND (DE) 4148771-0 · NDL (EN, JA) 00.575.023

Portalul chimiei

Portalul de fizică

Portalul Termodinamicii

[1] Termenul „presiune de vapori saturați” este mai potrivit deoarece, pe lângă faptul că subliniază că această presiune este relativă doar la vapori, indică și starea de saturație a vaporilor, care este fundamentală în definiția acestui termen.

[2] Silvestroni , p. 211 .

[1]

[2]