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Si un líquido se deja expuesto al aire, se evapora. Si se deja un tiempo largo se evapora completamente, puesto que las moléculas del líquido que escapan a la fase gaseosa serán llevadas por el aire. Sin embargo, si el líquido está en un recipiente cerrado, solo se evaporará una cierta cantidad, hasta el punto en que el aire sobre la superficie del líquido se sature, en este punto, por cada molécula que escapa a la fase gaseosa, otra es atrapada por la superficie del líquido. Este es un ejemplo de equilibrio dinámico, un sistema en el que no se observan cambios

Presión de vapor es la presión de un sistema cuando el sólido o líquido se hallan

en equilibrio con su vapor.

Las moléculas pueden escapar de la superficie de un líquido hacia la fase gaseosa por vaporización o evaporación. El vapor escapado de un líquido es un gas y por lo tanto tiene todas las propiedades de este estado.

La regla de fases establece que la presión del vapor de un líquido puro es función única de la temperatura de saturación. Vemos pues que la presión de vapor en la mayoría de los casos se puede expresar como

P

= f(t)

La cual podría estar relacionada con cualquier otra propiedad intensiva de un líquido saturado (o vapor), pero en general, se relaciona directamente con la temperatura de saturación por medio de la ecuación de Claussius Clapeyron. Aunque existen muchas ecuaciones que estudian esta propiedad de los fluidos, finalmente todas ellas pueden referirse a la ecuación de Clapeyron:

Ln P2/P1 = (ΔH/R) vaporización (1/T1-1/T2)

Que mediante pasos matemáticos, se convierte en:

Ln Pvp = A+B/T, donde A y B son constantes.

La gráfica del logaritmo de la presión del vapor y el reciproco de la temperatura absoluta es una recta. Debemos tener en cuenta que esta ecuación no es aplicable a temperaturas inferiores al punto de ebullición normal.

La figura 9 muestra la variación de la presión de vapor de algunos líquidos con la temperatura. Examinando la gráfica se ve que la presión de vapor de éter dietílico es mayor que la del agua a todas las temperaturas, por lo que se dice que el éter dietílico es más volátil que el agua. El punto de ebullición normal del éter (a P de 1 atm), es 34.5ºC y la del agua es 100ºC, se dice que el éter hierve más fácilmente que el agua.

Del análisis de la gráfica y de lo anteriormente expuesto se puede deducir que un líquido puede hervir a cualquier temperatura, sólo es necesario modificar la presión exterior hasta hacerla igual a la presión de vapor que tiene el líquido a la temperatura que deseamos que hierva.

Ejemplo 1.11: El punto de ebullición normal del benceno es 80ºC; que presión

Solución. Esta determinación se hace tomando en la escala de temperatura el

punto correspondiente a 60ºC y prolongándolo paralelo al eje vertical hasta que corte la curva del benceno, este punto de corte se proyecta, ahora, paralelamente al eje horizontal hasta la escala de presión de vapor , en este caso corresponde a 400 mmHg. Si la presión externa es 400 mmHg el benceno hierve a 60ºC.

Figura'12.'Variación'de'la'presión'de'vapor'con'la'temperatura' a)'Éter'dietílico,'b)'benceno,'c)'agua,'d)'tolueno,'e)'anilina'

(tomada de http://www.uv.es/gomezc/BQMA/Tema6_previo.pdf)

La igualdad de Clausius-Clapeyron describe no sólo la pendiente de la curva de presión de vapor, sino también las pendientes de las curvas de sublimación (para el equilibrio de fases sólido/gas) y la curva de fusión (para el equilibrio bifásico sólido/líquido). Dicha relación es también válida para transformaciones sólido- sólido. en la figura se recogen las tres curvas en un diagrama de fases.

Diagramas de fases. El equilibrio entre un líquido y su vapor no es el único

equilibrio dinámico que puede existir entre estados de la materia.

En condiciones apropiadas de temperatura y presión, un sólido puede estar en equilibrio con su estado líquido o, incluso, con su estado de vapor. En un diagrama de fases se resume en forma gráfica las condiciones en las que existen equilibrios entre los diferentes estados de la materia. En la figura 10 se muestra el diagrama de fases del agua, con tres curvas importantes, en las que se muestran las

condiciones de temperatura y presión en que las fases coexisten en equilibrio. • La línea verde, desde el punto triple hasta el punto crítico es la curva de presión

de vapor del líquido, representa el equilibrio entre la fase líquida y gaseosa. El punto crítico está en la temperatura crítica y la presión crítica, mas allá de este punto no se puede distinguir las fases líquida y gaseosa.

• La línea azul oscura que parte del punto triple hacia abajo y hacia la izquierda, representa la presión de vapor del sólido al sublimarse a diferentes temperaturas.

• La línea roja, que parte desde el punto triple hacia arriba, representa el cambio del punto de fusión del sólido al aumentar la presión. El punto de fusión de una sustancia es idéntico al punto de congelación

Figura'Nº13Diagrama'de'fases'del'H20' ' tomadas de -http://www.meteored.com/ram/2348/experimento-de-la-ram-3/ - http://es.wikipedia.org/wiki/Diagrama_de_fase

En el punto triple, donde se interceptan las tres curvas, a esta temperatura y

presión, están en equilibrio las tres fases. Cualquier otro punto de las tres curvas representa equilibrio entre dos fases.

Puede ver algo más sobre el tema relacionado con la presión de vapor y

diagrama de fases en: http://www.uv.es/gomezc/BQMA/Tema6_previo.pdf