PRESSIONE DI VAPORE: CONCETTO, ESEMPI ED ESERCIZI RISOLTI - CHIMICA - 2025

La tensione di vapore è quella che sperimenta la superficie di un liquido o solido, come prodotto di un equilibrio termodinamico delle particelle in un sistema chiuso. Un sistema chiuso è inteso come un contenitore, contenitore o bottiglia che non è esposto all'aria e alla pressione atmosferica.

Pertanto, tutto il liquido o il solido in un contenitore esercita su di sé una tensione di vapore caratteristica e caratteristica della loro natura chimica. Una bottiglia d'acqua non aperta è in equilibrio con il vapore acqueo, che "tampona" la superficie del liquido e le pareti interne della bottiglia.

Le bevande gassate illustrano il concetto di pressione di vapore. Fonte: Pixabay.

Finché la temperatura rimane costante, non ci sarà alcuna variazione nella quantità di vapore acqueo presente nella bottiglia. Ma se aumenta, arriverà un punto in cui verrà creata una pressione tale da poter sparare al coperchio; come accade quando si tenta deliberatamente di riempire e chiudere una bottiglia con acqua bollente.

Le bevande gassate, d'altra parte, sono un esempio più ovvio (e più sicuro) di cosa si intende per pressione di vapore. Quando viene scoperto, l'equilibrio gas-liquido all'interno viene interrotto, rilasciando il vapore all'esterno con un suono simile a un sibilo. Ciò non accadrebbe se la sua tensione di vapore fosse inferiore o trascurabile.

Concetto di pressione del vapore

Pressione di vapore e forze intermolecolari

Staccare più bevande gassate, nelle stesse condizioni, offre un'idea qualitativa di quali hanno una pressione di vapore maggiore, a seconda dell'intensità del suono emesso.

Anche una bottiglia di etere si comporterebbe allo stesso modo; non così uno di olio, miele, sciroppo o un mucchio di caffè macinato. Non emetterebbero alcun rumore evidente a meno che non rilascino gas dalla decomposizione.

Questo perché le loro pressioni di vapore sono inferiori o trascurabili. Ciò che fuoriesce dalla bottiglia sono le molecole in fase gassosa, che devono prima vincere le forze che le mantengono "intrappolate" o coese nel liquido o solido; cioè, devono superare le forze o interazioni intermolecolari esercitate dalle molecole nel loro ambiente.

Se non ci fossero tali interazioni, non ci sarebbe nemmeno un liquido o un solido da racchiudere all'interno della bottiglia. Pertanto, più deboli sono le interazioni intermolecolari, più è probabile che le molecole lascino il liquido disordinato, o le strutture ordinate o amorfe del solido.

Questo vale non solo per sostanze o composti puri, ma anche per miscele, in cui entrano in gioco le bevande e gli alcolici già citati. Pertanto, è possibile prevedere quale bottiglia avrà una pressione di vapore maggiore conoscendo la composizione del suo contenuto.

Evaporazione e volatilità

Il liquido o il solido all'interno della bottiglia, supponendo che non sia tappato, evaporerà continuamente; cioè le molecole sulla sua superficie sfuggono nella fase gassosa, che si disperdono nell'aria e nelle sue correnti. Ecco perché l'acqua finisce per evaporare completamente se la bottiglia non è chiusa o la pentola è coperta.

Ma lo stesso non accade con altri liquidi e tanto meno quando si tratta di solidi. La tensione di vapore per questi ultimi è solitamente così ridicola che possono volerci milioni di anni prima che si percepisca una diminuzione delle dimensioni; supponendo che non si siano arrugginite, erose o decomposte per tutto quel tempo.

Si dice quindi che una sostanza o un composto sia volatile se evapora rapidamente a temperatura ambiente. Si noti che la volatilità è un concetto qualitativo: non è quantificata, ma è il prodotto del confronto dell'evaporazione tra vari liquidi e solidi. Quelli che evaporano più velocemente saranno considerati più volatili.

D'altra parte, la tensione di vapore è misurabile, raccogliendo da sola ciò che si intende per evaporazione, ebollizione e volatilità.

Equilibrio termodinamico

Le molecole nella fase gassosa entrano in collisione con la superficie del liquido o solido. In tal modo, le forze intermolecolari delle altre molecole più condensate possono fermarle e trattenerle, impedendo così loro di fuoriuscire di nuovo come vapore. Tuttavia, nel processo altre molecole sulla superficie riescono a fuoriuscire, integrando il vapore.

Se la bottiglia è chiusa, arriverà un momento in cui il numero di molecole che entrano nel liquido o nel solido sarà uguale a quelle che le lasciano. Quindi abbiamo un equilibrio, che dipende dalla temperatura. Se la temperatura aumenta o diminuisce, la pressione del vapore cambierà.

Maggiore è la temperatura, maggiore è la tensione di vapore, perché le molecole del liquido o del solido avranno più energia e potranno fuoriuscire più facilmente. Ma se la temperatura rimane costante, l'equilibrio sarà ristabilito; cioè, la pressione del vapore smetterà di aumentare.

Esempi di tensione di vapore

Supponiamo di avere n -butano, CH ₃ CH ₂ CH ₂ CH ₃ e anidride carbonica, CO ₂ , in due contenitori separati. A 20 ° C, sono state misurate le loro pressioni di vapore. La tensione di vapore per l'n-butano è di circa 2,17 atm, mentre quella dell'anidride carbonica è di 56,25 atm.

Le pressioni di vapore possono anche essere misurate in unità di Pa, bar, torr, mmHg e altri. La CO ₂ ha una tensione di vapore quasi 30 volte superiore a quella dell'n-butano, quindi a prima vista il suo contenitore deve essere più resistente per poterlo immagazzinare; e se ha delle crepe, sparerà con maggiore violenza intorno all'ambiente.

Questa CO ₂ si trova disciolta nelle bevande gassate, ma in quantità sufficiente in modo che quando fuoriescono le bottiglie o le lattine non esplodono, ma producono solo un suono.

D'altra parte abbiamo etere dietilico, CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ o Et ₂ O, la cui tensione di vapore a 20 ºC è di 0,49 atm. Un contenitore di questo etere quando scoperto suonerà simile a quello di una soda. La sua pressione di vapore è quasi 5 volte inferiore a quella del n-butano, quindi in teoria sarà più sicuro maneggiare una bottiglia di etere dietilico che una bottiglia di n-butano.

Esercizi risolti

Esercizio 1

Quale dei seguenti due composti dovrebbe avere una tensione di vapore maggiore di 25 ° C? Etere dietilico o alcol etilico?

La formula strutturale dell'etere dietilico è CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ e quella dell'alcool etilico CH ₃ CH ₂ OH. In linea di principio, l'etere dietilico ha una massa molecolare più alta, è più grande, quindi si potrebbe credere che la sua tensione di vapore sia inferiore poiché le sue molecole sono più pesanti. Tuttavia, è vero il contrario: l'etere dietilico è più volatile dell'alcol etilico.

Questo perché le molecole CH ₃ CH ₂ OH, come CH ₃ CH ₂ OCH ₂ CH ₃ , interagiscono attraverso forze dipolo-dipolo. Ma a differenza dell'etere dietilico, l'alcol etilico è in grado di formare legami idrogeno, che sono caratterizzati da dipoli particolarmente forti e direzionali: CH ₃ CH ₂ HO-HOCH ₂ CH ₃ .

Di conseguenza, la tensione di vapore dell'alcool etilico (0,098 atm) è inferiore a quella dell'etere dietilico (0,684 atm) nonostante le sue molecole più leggere.

Esercizio 2

Si ritiene che quale dei seguenti due solidi abbia la pressione di vapore più alta a 25ºC? Naftalene o iodio?

La molecola del naftalene è biciclica, con due anelli aromatici e un punto di ebollizione di 218 ° C. Da parte sua, lo iodio è lineare e omonucleare, I ₂ o II, con un punto di ebollizione di 184 ºC. Queste proprietà da sole classificano lo iodio come forse il solido con la più alta pressione di vapore (bolle alla temperatura più bassa).

Entrambe le molecole, quella del naftalene e dello iodio, sono apolari, quindi interagiscono attraverso le forze dispersive di Londra.

Il naftalene ha una massa molecolare più alta dello iodio, e quindi è comprensibile presumere che le sue molecole abbiano più difficoltà a lasciare il solido nero, fragrante e catramoso; mentre per lo iodio sarà più facile fuoriuscire i cristalli viola scuro.

Secondo i dati tratti da Pubchem, le pressioni di vapore a 25ºC per naftalene e iodio sono rispettivamente di 0,085 mmHg e 0,233 mmHg. Pertanto, lo iodio ha una pressione di vapore 3 volte superiore al naftalene.

Riferimenti

1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Chimica (8 ° ed.). CENGAGE Apprendimento.
2. Pressione del vapore. Estratto da: chem.purdue.edu
3. Wikipedia. (2019). Pressione del vapore. Estratto da: en.wikipedia.org
4. The Editors of Encyclopaedia Britannica. (03 aprile 2019). Pressione del vapore. Encyclopædia Britannica. Estratto da: britannica.com
5. Nichole Miller. (2019). Pressione di vapore: definizione, equazione ed esempi. Studia. Estratto da: study.com