La presión de vapor es un concepto fundamental en
química y física que describe la presión ejercida por un gas en
equilibrio con su fase líquida o sólida en un sistema cerrado. Este fenómeno
ocurre cuando las moléculas de una sustancia, al adquirir suficiente energía
cinética, logran vencer las fuerzas de atracción que las mantienen unidas
en el estado líquido o sólido y pasan al estado gaseoso. A medida que más
moléculas se evaporan, aumentan la cantidad y presión del vapor en el espacio
sobre el líquido, generando así lo que conocemos como presión de vapor.
Este proceso está profundamente influenciado por la temperatura.
A mayor temperatura, las moléculas tienen más energía, y por lo tanto una mayor
fracción de ellas puede evaporarse. Así, la presión de vapor aumenta con la
temperatura, lo que explica por qué el agua hierve a temperaturas más bajas
en la cima de una montaña: a mayor altitud, la presión atmosférica
disminuye, y por tanto se requiere una presión de vapor menor para igualarla.
Cuando la presión de vapor de un líquido iguala la presión externa, el líquido
hierve. Este punto se conoce como el punto de ebullición.
Figura
1. En un manómetro de tubo en U, al cerrar el sistema con atmósfera
estándar, las columnas de mercurio se alinean inicialmente por tener
la misma presión atmosférica. Al evaporarse el líquido, aumenta la presión
de vapor, empujando el mercurio hacia abajo en el extremo cerrado. La
diferencia de alturas refleja este aumento de presión interna por efecto
de la volatilización.
Figura
2. En un sistema a presión constante, todas las sustancias alcanzan 1
atm, pero las más volátiles expanden más el volumen de su atmósfera
interna. Esta expansión refleja una mayor presión de vapor si el
volumen fuera fijo. Así, se infiere que Q tiene la mayor volatilidad,
seguido por S, P y R, según el volumen de vapor generado.
Para medir la presión de vapor se puede usar un manómetro.
Un dispositivo típico es el manómetro de tubo en U lleno de mercurio,
donde uno de los extremos está abierto a la atmósfera y el otro conectado a un
recipiente cerrado con un líquido volátil. Al principio, cuando el sistema está
equilibrado, la altura del mercurio es la misma en ambos extremos del tubo porque
la presión del aire dentro del recipiente es igual a la presión atmosférica.
Sin embargo, cuando el líquido comienza a evaporarse, las moléculas que pasan
al estado gaseoso aumentan la presión dentro del recipiente, empujando el
mercurio hacia abajo en ese extremo, mientras que el otro extremo del tubo ve
subir su nivel. La diferencia de alturas entre las dos columnas de
mercurio representa la presión de vapor del líquido.
Cabe destacar que, en este tipo de medición, aunque estamos
observando un cambio de volumen, el manómetro lo traduce en términos de presión
gracias a la forma en que el gas se comporta dentro de un sistema casi cerrado.
En rigor, el sistema está en equilibrio cuando la cantidad de moléculas que
pasan al estado gaseoso es igual a la que se condensa nuevamente al líquido.
Este equilibrio dinámico hace que la presión de vapor permanezca constante a
una temperatura dada, aunque las moléculas siguen cambiando de fase
continuamente.
Cuando el sistema tiene volumen constante, la presión
de vapor que se alcanza al equilibrio suele ser menor que la presión
atmosférica, que es la fuerza que la atmósfera ejerce sobre todas las
superficies expuestas. Esta presión atmosférica “empuja” a las moléculas de
nuevo al líquido o al sólido, dificultando la evaporación total de una
sustancia. Este principio explica por qué algunos líquidos, como el agua, no se
evaporan completamente en condiciones normales, sino que lo hacen lentamente,
dependiendo de la temperatura y la ventilación del entorno.
Fenómenos naturales como la formación de rocío, la lluvia
o incluso la brisa marina se basan en estos mismos principios. En todos
estos casos, hay un equilibrio entre las presiones de vapor de distintas
sustancias (como el agua) y la presión del aire que las rodea. Cuando la
temperatura desciende, la presión de vapor también baja, y el vapor de agua
puede condensarse formando gotas sobre las superficies frías, como ocurre en
las hojas o ventanas al amanecer.
Un concepto relacionado y muy importante es el de volatilidad,
que indica qué tan fácilmente una sustancia se convierte en vapor. Las
sustancias con alta presión de vapor a temperaturas bajas son más volátiles.
Por ejemplo, la acetona o el alcohol tienen puntos de ebullición mucho más
bajos que el agua y, por eso, se evaporan con mucha facilidad a temperatura
ambiente. Esto las hace útiles en productos como perfumes o limpiadores, donde
se desea una evaporación rápida.
La volatilidad y la presión de vapor están estrechamente
relacionadas con el punto de ebullición. Una sustancia con un punto de
ebullición bajo tiene una presión de vapor alta, lo que significa que puede
convertirse fácilmente en gas sin necesidad de grandes aumentos de temperatura.
Esta propiedad es esencial en el diseño de refrigerantes, combustibles
o solventes industriales, donde el control de la evaporación es crítico.
Cuando colocamos una sustancia volátil en un recipiente
cerrado y al vacío, se observa una rápida evaporación hasta que se alcanza
un equilibrio líquido-vapor. Este equilibrio es también dinámico, lo que
significa que aunque la cantidad de líquido y vapor puede parecer constante, en
realidad, las moléculas siguen intercambiándose entre las fases. Este tipo de
equilibrio depende únicamente de la temperatura y es independiente del volumen
total del recipiente, siempre y cuando haya suficiente espacio para ambas
fases.
Figura
3. Un líquido volátil cerrado comienza a evaporarse, acumulando vapor que
aumenta la presión de vapor interna. Al alcanzar el equilibrio
dinámico, la tasa de evaporación y condensación se iguala, estabilizando la
cantidad de vapor y líquido. Este equilibrio depende de la temperatura:
a mayor temperatura, mayor es la presión de vapor y la volatilidad del líquido.
En condiciones específicas de presión y temperatura, puede
lograrse lo que se conoce como el punto triple, una condición en la que
las tres fases —sólida, líquida y gaseosa— coexisten en equilibrio. Este es un
concepto importante en termodinámica y es una propiedad única para cada
sustancia. Por ejemplo, el punto triple del agua ocurre a 0.01 °C y 611.657
pascales (aproximadamente 6.11 milibares), y tiene aplicaciones importantes en
calibración de instrumentos de laboratorio y en metrología.
El estudio de la presión de vapor no solo tiene aplicaciones
científicas, sino también tecnológicas e industriales. En la fabricación de
medicamentos, por ejemplo, se controla cuidadosamente la presión de vapor de
los solventes utilizados para asegurar una evaporación eficiente y segura.
En la industria alimentaria, la comprensión de este fenómeno permite
deshidratar alimentos, conservarlos por más tiempo o incluso ajustar su sabor y
textura.
Figura
4. La energía cinética mínima es la energía que deben tener las moléculas
para superar la tensión superficial y volatilizarse. La temperatura
eleva el promedio de energía molecular, aumentando el número de moléculas que
pueden escapar del líquido. Así, la presión de vapor y la volatilidad
crecen con la temperatura, explicando fenómenos como la evaporación y el punto
de ebullición.
Figura
5. La presión de vapor de líquidos como el éter, alcohol, agua
y etilenglicol aumenta con la temperatura. Cuando alcanza 760
torr, el líquido ebulle, transformándose completamente en vapor.
Este comportamiento, registrado en tablas de presión de vapor, es
fundamental para predecir y controlar procesos como la evaporación, destilación
y cambios de fase industriales.
Finalmente, la presión de vapor también juega un papel en la
seguridad. Sustancias inflamables, como la gasolina, presentan presiones de
vapor elevadas que pueden generar vapores combustibles incluso a temperatura
ambiente. Por eso, su almacenamiento y transporte deben realizarse bajo
condiciones estrictas de ventilación y control de temperatura.
Referencias
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