Pressione di vapore

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L'immagine mostra l'instaurarsi di un equilibrio liquido-aeriforme: aumentando la quantità di molecole che subiscono una transizione in fase aeriforme, tenderà ad aumentare la pressione di vapore esercitata.

La pressione di vapore (o tensione di vapore) di una sostanza o di una miscela liquida è la pressione parziale[1] del suo vapore quando si raggiunge l'equilibrio fra la fase liquida e quella aeriforme.

Essendo una pressione, nel Sistema Internazionale si misura in pascal.

Lo stato termodinamico di vapore saturo[modifica | modifica sorgente]

Se una certa sostanza liquida viene posta in un recipiente ermetico in cui vi è il vuoto e che è mantenuto a temperatura costante, la concentrazione delle molecole di tale sostanza nella fase aeriforme dapprima aumenta, a causa dell'evaporazione, e poi, raggiunto un determinato valore, che dipende unicamente dalla natura della sostanza e dalla temperatura, rimane costante nel tempo.

Le due fasi sono ora in equilibrio, e quando si raggiunge questa condizione si parla di vapore saturo a quella determinata temperatura.

In questo caso l'equilibrio è di natura dinamica perché, durante questa fase di apparente stabilità macroscopica fra il liquido ed il vapore, al livello microscopico continuano a verificarsi, con la stessa velocità, due processi opposti: da una parte un certo numero di molecole, nell'unità di tempo, passa dalla fase liquida a quella aeriforme (evaporazione) ma nella stessa unità di tempo un ugual numero di molecole passa dallo stato aeriforme a quello liquido (condensazione).

La pressione del vapore saturo di un liquido aumenta al crescere della temperatura, perché le molecole acquistano via via un'energia cinetica più alta ed hanno così una maggiore tendenza ad evaporare.

Pressione di vapore saturo[modifica | modifica sorgente]

La pressione esercitata dal vapore in equilibrio, come già accennato, prende il nome di tensione di vapore o pressione del vapore saturo, poiché, quando il volume sovrastante il liquido è saturo, esso non può più contenere altre molecole in fase aeriforme, sicché per quella particolare temperatura la pressione presenta il suo valore massimo.

Quando un vapore si trova alla pressione di vapore saturo si dice anche che esso si trova in condizioni di saturazione.

Evaporazione ed ebollizione[modifica | modifica sorgente]

L'evaporazione è una transizione di fase liquido-vapore che avviene alla superficie di un liquido, fintanto che la tensione di vapore del liquido è minore della pressione del vapore nell'ambiente (quest'ultima nel vuoto è zero, nell'atmosfera è la pressione parziale della componente atmosferica costituita dal vapore del liquido ecc.); questo fenomeno è possibile solo in condizioni di non equilibrio del sistema.

Infatti se si mette del liquido in un recipiente aperto all'atmosfera, anche in condizioni di temperatura costante, si vedrà che il volume di liquido nel recipiente diminuirà nel tempo, anche se lentamente. Questo perché le molecole che passano allo stato di vapore hanno uno spazio potenzialmente infinito in cui stare, cioè tutta l'atmosfera, quindi non torneranno mai allo stato liquido. Cioè la pressione parziale nell'atmosfera non cambia in virtù della enorme massa di aeriforme disponibile in tutta l'atmosfera, visto che l'equilibrio di fase si raggiunge quando la pressione parziale del vapore è uguale alla tensione di vapore del liquido, in un sistema (recipiente) aperto non si raggiunge mai, l'acqua quindi evapora tutta. I mari e gli oceani non evaporano perché l'acqua persa per evaporazione ritorna loro sotto forma di pioggia o tramite i fiumi.

Se si mette del liquido in un recipiente chiuso si vede diminuire il liquido fino al raggiungimento dell'equilibrio di fase in cui la pressione parziale del vapore soprastante al liquido è uguale alla tensione di vapore del liquido.

La tensione di vapore aumenta con la temperatura. Quando la tensione di vapore eguaglia la pressione ambiente, la transizione da liquido a vapore può avvenire in qualsiasi punto della massa liquida con formazione di bolle di vapore che salgono tumultuose in superficie: si ha il fenomeno dell'ebollizione. In queste condizioni in un recipiente chiuso non si raggiunge l'equilibrio di fase finché tutto il liquido è diventato vapore.

La temperatura alla quale la pressione di vapore coincide con quella atmosferica è quindi la temperatura di ebollizione. Ad esempio dall'andamento della pressione del vapore saturo dell'acqua, in funzione della temperatura, si può osservare che a 100 °C la pressione del vapore è quella atmosferica.

Per esempio, la pressione di vapore[è forse la pressione di vapore saturo?! Inoltre non si capisce come si un esempio di quanto appena esposto] del ferro liquido alla temperatura di 1 808 K è 7,02 Pa: questo vuol dire che il ferro liquido inizierà ad evaporare finché il vapore di ferro avrà raggiunto la pressione di 7,02 Pa e da quel momento in poi il ferro in apparenza cesserà di evaporare (o meglio: il numero di atomi di ferro che passeranno dallo stato liquido a quello aeriforme sarà pari al numero di atomi di ferro che passeranno dallo stato aeriforme a quello liquido).

Per gli aeriformi-vapori (e non gas propriamente detti) non vale la legge delle pressioni parziali dei gas, in quanto la loro pressione non dipende dal volume ma dalla loro temperatura.

Determinazione della pressione di vapore[modifica | modifica sorgente]

Exquisite-kfind.png Per approfondire, vedi Equazione di Antoine.

Il valore di pressione di vapore è facilmente ricavabile utilizzando una formula che metta in relazione tale pressione con una determinata temperatura (espressa in gradi Celsius), con questa formula si determina con l'acqua a una determinata temperatura, il valore della pressione (in mBar) a cui entra in ebollizione:

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

In cui:

  • P^o_{acqua} è la pressione di vapore dell'acqua
  • T è la temperatura.

Nel caso più generale di un componente puro, la dipendenza della pressione di vapore dalla temperatura è calcolabile dall'equazione di Antoine:

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

in cui:

  • è la pressione di vapore del componente puro
  • T è la temperatura
  • A, B e C sono costanti che dipendono dalla natura del componente, ricavate sperimentalmente.

La pressione di vapore può essere ricavata sperimentalmente tramite un apparecchio chiamato isoteniscopio.[2]

Effetto della variazione di pressione applicata[modifica | modifica sorgente]

In condizioni di equilibrio, dal punto di vista termodinamico, il potenziale chimico della fase liquida deve essere uguale a quello della fase vapore. Quindi a una variazione infinitesima del potenziale di una fase, affinché venga mantenuta la condizione di equilibrio, è necessario che corrisponda una eguale variazione del potenziale dell'altra fase. La variazione di potenziale chimico per la fase liquida, in condizione di temperatura costante, è

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

dove V_m (l) è il volume molare della fase liquida.

Allo stesso modo per il potenziale della fase vapore, sempre in condizioni di temperatura costante, si ricava

d \mu (g) =V_m (g) dp

che ricavando il volume molare dalle legge dei gas perfetti diventa

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

Eguagliando le variazioni di potenziale delle due fasi e integrando tra il valore di pressione di vapore normale p* e la nuova pressione di vapore p, si ottiene

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

che riarrangiando diventa

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

che risolvendo fornisce la relazione finale che lega la pressione di vapore alla pressione esercitata, espressa matematicamente dall'equazione

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

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ Nel caso particolare in cui la sostanza sia pura, la pressione parziale corrisponde ad una pressione vera e propria.
  2. ^ Silvestroni, op. cit., p. 211

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]